cuantit listo

PRESENTACIÓN

El objetivo del presente manual es facilitar, a través de las prácticas de laboratorio, la

comprensión del desarrollo teórico de la asignatura de Química de compuestos

Inorgánicos. Con esta finalidad se pone a consideración de los docentes la presente

guía de experimentos y se recomiendan los equipos que permitan su ejecución.

Sin embargo, debemos manifestar que los experimentos son propuestos a modo de

ejemplo, el criterio, experiencia y conocimiento de las capacidades de sus alumnos

permitirán al profesor reajustar estas propuestas a su realidad, para lo cual,

pensamos, el equipo propuesto es adecuado.

Los experimentos y su discusión deben permitir que el estudiante “descubra” por si

mismo las nociones fundamentales y los cuidados que deben poner en juego para

lograr su objetivo de aprender. Los docentes somos concientes de que hay un largo

camino entre este “descubrir” y el “aprender” esto es, que el estudiante llegue a usar

en forma natural y casi automática los conceptos, leyes y principios no solo en su

asignatura sino en su vida diaria.

En las guías con las cuales se complementa este manual, se proporciona la

información para la ejecución del experimento propuesto, dejando a criterio del

docente su adecuación a las necesidades reales del aprendizaje de sus alumnos.

Estamos atentos y, desde ya, agradecemos las opiniones que los docentes y sus

alumnos nos hagan llegar para mejorar nuestros medios didácticos y corresponder a

la confianza depositada.

EL AUTOR.

MANUAL DE OUIM1CA DE COMPUESTOS INORGANICOS ING. SANTIAGO NAVARRO RODRIGUEZ

INSTRUCCIONES GENERALES UN

EFICIENTE TRABAJO EN EL LABORATORIO

La forma de trabajo del alumno está regido por una serie de disposiciones que debe cumplir y observar estrictamente el estudiante para su buen desenvolvimiento dentro del laboratorio, y se debe observar:

1. El ingreso al laboratorio debe de realizarse en orden sin correr ni jugar.

2. Todos los alumnos deben usar un guardapolvo o mandil blanco durante el desarrollo de las prácticas.

3. El laboratorio es un lugar de trabajo serio, por lo tanto el bullicio y el desorden no deben tolerarse.

4. Los materiales de trabajo deben estar limpios antes y después de las prácticas respectivas.

5. Los frascos de reactivos deben almacenarse bien tapados y con sus respectivas etiquetas.

6. Antes de iniciar la practica los alumnos deberán recabar todos los materiales y reactivos necesarios a fin de evitar pérdida de tiempo y errores durante la realización de estas prácticas.

7. Comprobar que el reactivo que se va usar es el correcto o el indicado.

8. Por ningún motivo se devolverá un reactivo químico usado al frasco general.

9. No se debe usar reactivos en exceso porque resulta antieconómico.

10. Usar una papelera de desperdicios para arrojar los sólidos y papeles usados, nunca arrojarlos al cano de los laboratorios.

11. No arroje acido o sustancias corrosivas a los lavaderos porque se corroe rápidamente y si por casualidad cae un poco de reactivo deje escurrir bastante agua.

12. Antes de iniciar la práctica, el alumno debe de haber leído todo lo referente a la misma en su guía de práctica esta será comprobada experimentalmente durante el desarrollo de dicha práctica.

PREVENCIÓN DE ACCIDENTES EN EL LABORATORIO

Frecuentemente se produce accidentes en el laboratorio, estos pueden ser ocasionados casualmente, por descuido o por falta de atención al trabajo, los reactivos utilizados así como las reacciones son potencialmente peligrosas por lo que se debe trabajar con mucho cuidado, teniendo en cuenta que está de por medio la seguridad personal y colectiva, a continuación se indica algunas normas que deben ser utilizados por los alumnos para prevenir accidentes:

1) Los reactivos inflamables deben guardarse en recipientes herméticos y mantenerse alejados de mecheros encendidos y no deben arrojar a los lavaderos.

2) En caso de incendio se deben cerrar todas las llaves de salida de gas si la llama es pequeña puede ser apagada con una toalla húmeda y si es mayor se debe usar el extinguidor de anhídrido carbónico.

3) Cuando el trabajo se realiza con sustancias corrosivas o toxicas utilice campana de tiro.

4) Cuando hay peligro de salpicaduras o reacciones violentas usar lentes de seguridad y mantener alejada la cara, de los tubos donde se realiza la reacción extendiendo los brazos.

5) Cuando se realizan calentamientos se deben coger los materiales con una pinza para evitar quemaduras.

6) Indicar adecuadamente el tubo de ensayo en el que se calienta un liquido, no dirija nunca la boca del tubo a la cara de sus compañeros ni a la de sí mismo. En caso de que el liquido

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MANUAL DE OUIM1CA DE COMPUESTOS INORGANICOS ING. SANTIAGO NAVARRO RODRJGUEZ

calentado llegase a ebullición se debe acercar y alejar el tubo de la llama agitando constantemente pues el vapor que se forma expulsa el liquido fuera del tubo con violencia.

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MANUAL DE OUIMICA DE COIvIPUESTOS INORGANICOS

7) Si se desea comprobar el olor de una sustancia no se debe poner la cara sobre el recipiente que lo contiene, sino arrastrar algo de vapor hacia la cara abanicando con la mano hacia la cara por encima del recipiente.

8) Cuando se somete a calentamiento un material de vidrio se debe dejar pasar el tiempo suficiente para que este se enfrie.

9) Cuando se enciende el mechero de Bunsen se debe cerrar la entrada de aire para evitar que se produzca una llama violenta que puede ocasionar quemaduras en la cara del operador.

10) Apagar el mechero de Bunsen cuando no se usa, nunca abandonar o dejar de vigilar aparatos que esten funcionando.

MATERIALES DE LABORATORIO DE MAYOR USO

1. 01 Sulfhidricador; Un matraz Erlenmeyer de 250 6 150 ml.

Un tapon de jebe, un codo de vidrio, un tubo de goma (manguerita), un gotero de vidrio.

2. Vaso de precipitation de 250 6 150 ml.

3. 10 Tubos de prueba.

4. Gradillas para tubos de prueba.

5. Cocina pequena o mechero.

6. Pinzas para tubos de ensayo.

7. Pipetas graduadas

8. Probeta graduada

9. Goteros

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ING. SANTIAGO NAVARRO RODRIGUEZ

TABLA01

TABLA 02

MANUAL DE 0UIM1CA DE COMPUESTOS INORGANICOS 1NG. SANTIAGO NAVARRO RODRIGUEZ

PRÁCTICA 01

OBSERVACIÓN Y EXPERIMENTACIÓN

Todo cambio químico es el resultado de una reacción química. La observación e interpretación de los cambios químicos es la base sobre la que se funda la ciencia de la quimica, siendo importante que se tenga en cuenta el momento en que ocurre un cambio quimico, ¿como se ha efectuado?. ¿Que pistas suministra la naturaleza al observador? En esta investigación debera observar los cambios químicos que ocurren en las reacciones químicas específicas que se realizaran a continuación:

REACCIONES DEL CLORURO DE HIERRO (III) FeCl3

Uno de los objetivos de esta práctica es el cálculo de cantidades para un trabajo posterior.

PROCEDIMIENTO:

Con un plumón enumere 6 tubos de ensayo, de preferencia usar tubos calibrados. Añada una pequeña cantidad de cristales de cloruro de hierro (III) FeCl3 (cloruro férrico), a los tubos de ensayo 1,2 y 3. La cantidad de cristales en cada tubo no debe ser mayor a la cabeza de un cerillo de madera. Al tubo de ensayo 4, añada una cantidad igual de cristales de KSCN. Al tubo de ensayo 5 añada una cantidad igual de hexacianoferrato (II) de potasio. Luego añada a cada uno de lo tubos (del 1 al 5) agua destilada, hasta la altura de 3 ml. Agite el sistema hasta disolución. Finalmente añada al tubo de ensayo 6, 3 ml de nitrato de plata. En la hoja de reporte anotar el color, olor y temperatura de las siguientes sustancias. Lavar el termómetro despues de cada uso.

REACCIONES DE ÁCIDO CLORHÍDRICO

Vierta 2 ml. de ácido clorhídrico concentrado, en cada uno de 04 tubos de ensayos. Compruebe la reacción de la solución al papel de tornasol rojo y azul y anote sus observaciones. A continuación adicione al primer tubo Al, al segundo Zn, al tercero Sn y al cuarto Cu, y anote sus observaciones en la tabla 03.

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A continuación mezcle pares de soluciones como se indica a continuación, y anote todas sus observaciones en la tabla 02.

TABLA 03

TABLA 04

MANUAL DE QUIMICA DE COMPUESTOS INORGANICOS ING. SANTIAGO NAVARRO RODRIGUEZ

REACCIONES DE HIDROXIDO DE AMONIO

Vierta 2 ml. de hidróxido de amonio, en cada uno de 04 tubos de ensayos. Compruebe la reacción de la solución al papel de tornasol rojo y azul y anote sus observaciones. A continuación adicione al primer tubo 1 ml HC1, al segundo 1 ml. HN03, al tercero 1ml. AgN03 y al cuarto 1 ml. de CuS04, y anote sus observaciones en la tabla 04.

CUESTIONARIO

1) ¿Que es un cambio quimico?

2) ¿Cuales son los cambios fundamentales que ocurren durante cada cambio quimico?

3) Según sus observaciones en este experimento y sin tener en cuenta el texto. ¿Cómo definiría las palabras ácido y base? Que es un experimento y como deben ser los resultados experimentales.

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MANUAL DE. QUIMICA DE COMPUESTOS INORGANICO S

PRÁCTICA 02

HIDRÓGENO

El hidrógeno se encuentra libre en la naturaleza pero en pequeñísimas cantidades ya que es un gas ligero es por eso que se encuentra a grandes alturas.

El hidrógeno es un gas incoloro, inodoro, insipido y poco soluble en agua. Es fácilmente ocluido (retenido) en los metales finamente divididos

OBTENCIÓN EN EL LABORATORIO

1) Tratando los Ácidos con metales.- Generalmente se obtiene buena cantidad de gas, por la acción del acido clorhídrico o sulfúrico como donadores de protones, con el zinc, comofuente de electrones. Pero se tendrá que diferenciar las reacciones teniendo en cuenta laconcentración.

a) HC1 cc + Zn →

HC1 dil + Zn →

b) H2S04 cc + Zn →

H2SO4 dil + Zn →

c) HClcc + Fe →

HCldil + Fe →

d) H2SO4 cc + Fe →

H2S04 dil + Fe →

HC1 cc + Cu →

HCldil + Cu →

e) H2SO4 cc + Cu →

H2SO4 dil + Cu →

- Debera tener en cuenta las reacciones en frío y en caliente.

- Además deberá obtener el gas en tubos de ensayo, realizando la operación básica de recepción de un gas (cubeta de agua).

2) Reconocimiento.- Al tubo de ensayo conteniendo hidrógeno, acerar fósforo encendido manteniendo el tubo boca abajo, repetir el ensayo con el tubo de ensayo boca arriba. Anotar lo ocurrido.

3) Poder reductor.- Adicionar en un tubo de ensayo permanganate de potasio y en otro cloruro férrico, luego hacer burbujear en cada uno de los tubos hidrógeno. Anotar lo ocurrido.

4) Por reacción de metales muy activos como el sodio, potasio, calcio, etc. son tan activos que desplazan al Hidrógeno del agua a la temperatura ambiente. Puesto que el Na y el K son menos densos que el agua, flotan en la superficie durante la reacción, es asi que se produce gas hidrógeno.

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MANUAL DE QUIMICA DE COMPUESTOS INORGANICOS

En esta práctica debe tenerse mucho cuidado ya que una vez echada al agua el Na engendra color, este riesgo puede suprimirse envolviendo el metal activo en un trozo de tela metálica de cobre o de papel de plomo, con lo que se hunde; el hidrógeno puede entonces recogerse en un tubo de ensayo, en el caso del calcio no solo reacciona con menos violencia sino que es mas denso que el agua y va al fondo y puede recogerse el hidrógeno con facilidad, una vez obtenido el gas en el tubo para saber si hay hidrógeno, el tubo se lleva a calentamiento con un mechero y luego de un momento en el tubo se formará gotas de agua con un sonido característico.

2Na + H20 → Na20 + H2

Na20 + H20 → 2NaOH

-------------------------------------

2Na + 2H20 → 2NaOH + H2

Esta será la reacción que pasa en la liberación de hidrógeno.

CUESTIONARIO

1.- Qué significa hidrogenación. Mencionar algunas aplicaciones industriales de este método.

2.- Establecer la estructura de los hidruros metálicos.

3.- Como se obtiene el hidrógeno a gran escala. Que es el gas de agua.

4.- Si en el experimento se tomaron 2g. de Zn y se hicieron reaccionar con HC1. ¿Cuántos g

de H2 se produjeron?

5.- Si el H2 es más liviano que el aire. ¿Cómo lo demostrarías experimentalmente?

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MANUAL DE QUIMICA DE CQMPUESTQS INORGANICOS

PRÁCTICA 03

ELEMENTOS DEL GRUPO VII HALÓGENOS

En el grupo VII están comprendidos los elementos: Flúor, Cloro, Bromo, Iodo y Astato en menor importancia, que los llamados halógenos.

Los compuestos iónicos que contienen estos aniones son sales, de lo cual deriva el nombre de halógenos que significa generador de sales.

Para las experiencias con estos elementos, primeramente se empezará con sus haluros respectivamente para luego pasar a los mismos halógenos, pues estos derivan de los anteriores:

CLORO

OBTENCIÓN DE CLORO GASEOSO

Para obtener cloro gaseoso en el laboratorio utilizamos el método directo de oxidación del cloruro de hidrógeno con oxido como el: bióxido de manganeso, bióxido de plomo, permanganate de potasio o bicromato de potasio. La reacción se realiza a temperatura moderada.

PROCEDIMIENTO:

En un equipo sulfhidricador se pone 1 a 2 gramos de uno de los oxidantes arriba indicados. Se añade ácido clorhídrico concentrado. Se calienta la mezcla.

El gas que se desprende es el cloro, que se reconoce por su color amarillo verdoso, olor característico que provoca tos al ser respirado.

El gas cloro es muy venenoso, por lo que debe trabajarse en vitrina con tiro.

Según el óxido que se utilice se verifican las siguientes reacciones:

a) Mn02 + 4HC1 → MnCl4 + 2H20

MnCl4 + Calor → MnCl2 + Cl2

----------------------------------------------------------------------

Mn02 + 4HC1 + Calor → Mn Cl2 + 2H20 + Cl2

b) Pb02 + 4HC1 → PbCl4 + 2H20

PbCl4 + Calor → PbCl2 + Cl2

----------------------------------------------------------

Pb02 + 4HC1 + Calor → PbCl2 + 2H20 + Cl2

c) 2KMn04 + 16HC1 → 2KC1 + 2MnCl2 + 8H20 + 5C12

d) K2Cr207 + 14HC1 → 2KC1 + 2CrCl3 + 7H20 + 3C12

El gas cloro que se desprende del equipo sufhidricador, se recibe en un vaso con agua destilada, se observa que se colorea de amarillo.

El cloro es poco soluble en agua, 3 volumenes de cloro por 1 volumen de agua. La disolución obtenida recibe el nombre de AGUA DE CLORO.

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ING. SANTIAGO NAVARRO RQDRJGUEZ


H20 + Cl2 → HC1 + HCIO

Para completar la reacción se agrega ácido sulfúrico al equipo sulfhidricador para obtener mayor cantidad de cloro gaseoso.

H2S04 + Mn02 + 2HC1 → MnS04 + 2H20 + Cl2

H2S04 + Pb02 + 2HC1 → PbS04 + 2H20 + Cl2

Para ayudar la reacción se calienta el sulfhidricador, para que de esta manera libera rápido al cloro. El agua de cloro se debe formar en pomo oscuro porque reacciona con la luz.

LAS REACCIONES SE HARAN CON EL AGUA DE CLORO OBTENIDO REACCIONES CARACTERISTICAS

1. El agua de cloro con una solucióon de Ioduro de Potasio, colorea de amarillo la solución, debido a yodo liberado.

2KI + H20C12 →

El Iodo liberado con el engrudo de almidon forma una coloration azul intenso.

IL + (C24H40020)n→

Esta reacción se utiliza para la determination analítica del cloro. El yodo liberado también se reconoce por la coloración violeta que forma con el cloroformo, que desaparece al añadirle más agua de cloro debido a la formación de ácido yódico.

I2 + CHCl3 →

CHC13I2 + 6H20.5C12 →

2. Una solución de bromuro de sodio con el agua de cloro, se colorea de amarillo pardo, por el desprendimiento de bromo libre.

2NaBr + H2OCl2→

3. Una tira de papel de tornasol (rojo o azul), introducida en el agua de cloro, se decolora.

4. El agua de cloro con agua sulfhídrica forma un precipitado blanco de azufre metálico.

H2S + Cl2 →

5. El agua de cloro con una gota de o-toluidina toma una coloración amarillenta hasta un violeta oscuro de acuerdo a la concentración de cloro.

ÁCIDO CLORHÍDRICO - HCl.

El cloruro de hidrógeno, es un gas incoloro de olor fuerte y penetrante, es muy soluble en agua; a la presión atmosférica y a 0°C, el agua disuelve alrededor de 500 veces su volumen. La disolución acuosa saturada a 15°C contiene 42.9% de Cloruro de Hidrógeno, siendo su densidad d+ 1.212. esta disolución acuosa viene a ser el ácido clorhídrico.

La destilación del ácido clorhídrico de cualquier concentración produce una solución de ácido clorhídrico de composición fija: 20.2 por ciento y un punto de ebullición de 110°C. A partir de este momento se destilan juntos. Es una mezcla AZEOTROPICA.

OBTENCIÓN DE ÁCIDO CLORHÍDRICO

El método de obtención de ácido clorhídrico más conocido consiste en la reacción del ácido sulfúrico concentrado con el cloruro de sodio. La reacción se desarrolla en dos etapas: en

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primer lugar, a temperatura ambiente se forma bisulfato de sodio y se desprende cloruro de hidrógeno.

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Calentando la mezcla se favorece la reacción:

NaCl + H2SO4 → NaHS04 + HC1

Calentando a 800°C se completa la reacción; esta segunda etapa es de aplicación industrial.

NaCl + NaHSCU → HC1 + Na2S04

En el laboratorio la obtención de ácido clorhídrico se realiza haciendo reacciona ácido sulfúrico concentrado con cloruro de sodio solido. Se caliente para favorecer la reacción. El cloruro de hidrógeno que se desprende se reconoce por su olor picante característico.

PROCEDIMIENTO:

1. Llenar aproximadamente 3 gramos de cloruro de sodio solido a un Erlenmeryer de 250 m.

2. Por las paredes del Erlenmeyer, añadir cuidadosamente ácido sulfúrico concentrado, 3 ml.

3. Tapar rápidamente el Erlenmeyer con un tapón de jebe instalado con tubo de goma, codo y gotero de vidrio.

4. Calentar suavemente.

5. El gas de cloruro de hidrógeno que se desprende, se recibe en un vaso que contiene agua destilada. El gas se disuelve facilmente en agua con desprendimiento de calor. La presencia de ácido clorhídrico se verifica acercando una tira de papel tornasol azul, humedecido con agua, al vaso conteniendo ácido clorhídrico, se observara el cambio de color.

Las disoluciones de ácido clorhídrico, asi como el gas clorhídrico humea fuertemente en el aire húmedo; en efecto el gas de cloruro de hidrógeno forma con el agua existente en la atmósfera una disolución cuya tensión de vapor es mucho menor que la suya propia o la del ácido clorhídrico concentrado. Las gotitas de disolución constituyen la niebla característica. Las disoluciones cuya concentración es inferir al 20% no humea ya que contiene más agua.

LAS REACCIONES CARACTERISTICAS SE HARA CON EL ÁCIDO CLORHÍDRICO OBTENIDO EN EL VASO REACCIONES CARACTERÍSTICAS:

Observar lo ocurrido y completar las reacciones.

1. Al juntar las bocas de los frascos que contiene ácido clorhidrico e hidroxido de amonio, se observa la formation de humos blancos de cloruro de amonio en forma de particulas finamente divididas.

HC1 + NH4OH

2. Una solution de carbonato de sodio con acido clorhídrico produce efervescencia debido al desprendimiento de anhídrido carbónico.

Na2C03 + 2HC1

3. El ácido clorhídrico ataca al zinc, aluminio, fierro metálico formando el cloruro mínimo respectivo y liberando hidrógeno.

2HC1 + Zn

6HC1 + 2A1

2HC1 + Fe

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4. Una solución de acetato de plomo o nitrato de plomo con ácido clorhídrico, forma un precipitado blanco e cloruro de plomo; soluble en agua caliente, volviendo a precipitar en forma de agujas cuando se enfria la solución.

Pb(CH3 - COO)2 + 2HC1

Pb(N03)2 + 2HC1

5. El nitrato mercurioso con el ácido clorhídrico forma un precipitado blanco de cloruro mercurioso o calomelano insoluble en agua caliente y ácido diluido fríos, soluble en agua regia, (mezcla de ácido clorhídrico y ácido nítrico concentrados en la proporción 3 HCl /l HNO3 dando cloruro mercúrico).

Hg2(N03)2 + 2HC1

6. Con nitrato de plata el ácido clorhídrico forma un precipitado blanco de cloruro de plata, (reacción específica para reconocer cloruros).

AgN03 + HC1

El cloruro de plata es soluble en hidrógeno de amonio, tiosulfato de sodio, nitrito de sodio y cianuro de potasio, formando complejos.

AgCl + 2NH4 OH → Ag(NH3)2Cl + 2H20

Cloruro diamino de plata

Añadiendo ácido nítrico diluido a este complejo precipita nuevamente el cloruro de plata; si se agrega yoduro de potasio precipita en forma de yoduro de plata.

Ag(NH3)2Cl + 2HN03 → AgCl + 2NH4N03

Ag(NH3)2Cl + KI → AgI + KC1 + 2NH3

HIPOCLORITOS

OBTENCIÓN.- Se obtiene por acción del cloro sobre los hidróxidos metálicos en solución:

2NaOH + Cl2 → NaCl + NaCIO + H20

2KOH + C12 → KC1 + KCIO + H20

El hipoclorito calcio o cloruro de cal es también uno de los más importantes. Se obtiene por acción del cloro sobre el hidróxido de cal (cal apagada).

Ca(OH)2 + Cl2 → CaOCl2 + H20

REACCIONES CARACTERISTICAS

1. Tratando un hipoclorito con nitrato de plata, se forma un precipitado blanco de cloruro de plata. Esta precipitación es parcial porque el cloro queda en solución en forma de clorato.

3 CIO- + 2Ag+

Los hipocloritos son poderosos oxidantes y clorurantes, la propiedad de oxidante se debe a su transformación en cloruros con liberación de oxígeno naciente. La reacción es activa por los óxidos de Niquel y Cobalto.

NaClO

ClO

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La propiedad de ser clorurantes se manifiesta al actuar frente a los ácidos liberando cloro.

H+ + Cl- + HClO

Industrialmente, los hipocloritos se emplean con el nombre de cloruros decolorantes, como agentes de blanqueo de papel, tejidos, etc. se emplean también como agentes desinfectantes.

CUESTIONARIO

1. Qué significa la palabra Halógeno.

2. Describa la obtención industrial del Ácido Clorhídrico e indicar las propiedades y aplicaciones del mismo.

3. Establecer la relación entre la actividad química de los halógenos y su estructura atómica.

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PRACTICA 04

BROMO

El bromo existe en la naturaleza formando combinaciones y algunas veces junto al cloro. A temperatura ambiente el bromo es un líquido de color rojo pardo de olor penetrante.

El bromo es mas soluble en el agua que el cloro, la solubilidad en el agua aumenta en presencia de su sal bromuro de sodio; formándose tribromuro de sodio.

RECOMENDACIONES: Para la presente práctica se recomienda trabajar en la campana extractora por ser gases tóxicos.

OBTENCIÓN DE BROMO EN EL LABORATORIO

Se obtiene por el metodo general de obtención de los halógenos: tratando 2 gr. de sal de bromuro de sodio con 01 gr. de un oxidante enérgico, que puede ser, bióxido de manganeso, bióxido de plomo, permanganato de potasio, bicromato de potasio; mas 3 ml de ácido sulfúrico concentrado. Se calienta levemente la mezcla en un equipo sulfhidricador.

Se observa el desprendimiento de bromo gaseoso de color pardo que se recibe en un vaso con agua destilada, formándose una solución pardusca de agua de bromo.

2NaBr + 2H2S04 → 2NaHS04 + 2HBr

Mn02 → MnO + O

2HBr + O → H20 + Br2

MnO + H2S04 → MnS04 + H20

----------------------------------------------------

2NaBr + Mn02 + 3H2S04 → 2NaHS04 + MnS04 +2H20 + Br2

Br2 + H2O → 2HBr + HBrO

REACCIONES DE RECONOCIMIENTO DE BROMO:

1. El bromo se reconoce fácilmente por su olor sofocante y por su color.

2. Fucsina, previamente decolorada por la acción del disulfito de sodio, forma con el bromo libre un compuesto de color azul o violeta. Esta reacción se emplea para el reconocimiento de bromuros en presencia de cloruros y yoduros (reacción).

3. En un tubo de ensayo verier 1 ml. de agua de bromo y 1ml. de tetracloruro de carbono y agitar fuertemente la mezcla, hasta observar la formación de 2 fases, una incolora y otra grosella. (Extracción liq.-liq.)

4. Por la decoloración del papel de tornasol.

PRECAUCIÓN.- Cuando cae un poco de bromo sobre el papel debe lavarse inmediatamente con abundante agua, secar y luego echar kerosene.

APLICACIÓN DEL BROMO

- El bromo se usa en la fabricación de medicinas y colorantes.

- En la fabricación de placas y papeles fotográficas.

- En la fabricación de compuestos antidetonantes para motores.

- Como gas de combate y bombas lacrimógenas.

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ACIDO BROMHÍDRICO → HBr

El gas bromhídrico es incoloro, de olor picante, humea en el aire. Es muy soluble en agua y su solución se denomina ácido bromhídrico, presentando todas las propiedades de un ácido fuerte. Se descompone a temperatura ambiente coloreándose la solución de amarillo.

OBTENCIÓN DE ÁCIDO BROMHÍDRICO

Se obtiene, tratando 1,5 gr. de KBr ó un bromuro alcalino con 5 ml de ácido sulfúrico concentrado. Calentando la mezcla en un equipo sulfhidricador se observa el desprendimiento de bromuro de hidrógeno incoloro que se recibe en un vaso con agua destilada.

NaBr + H2SO4 → NaHSO4 + HBr

Poco despúes de iniciarse la reacción, el gas desprendido adquiere un color pardorrojiso, debido a que contiene bromo libre.

El HBr actúa como reductor sobre el ácido sulfúrico, oxidándose hasta desprender bromo libre.

2HBr + H2SO4 → 2H2 + SO2 + Br2

Este inconveniente se puede evitar utilizando ácido fosfórico en lugar de ácido sulfúrico.

REACCIONES DE RECONOCIMIENTO

1. Con el hidróxido de amonio, forma humos blancos de bromuro de amonio.

HBr + NH4OH →

2. El HBr es un gas higroscopico que humea con el aire.

3. Nitrato de plata, forma con los bromuros un precipitado de color crema o amarillo pálido de bromuro argéntico, soluble en hidróxido de amonio, cianuro de potasio y tiosulfato de sodio e insoluble en ácido nítrico diluido.

AgN03 + HBr →

Reacciones de solubilidad

AgBr + 2KCN →

AgBr + NH4OH →

4. Acetato de plomo, forma un precipitado blanco de bromuro de plomo, soluble en agua caliente (similar a la del cloruro).

2HBr + Pb(CH3COO)2 →

5. Con los metales Zn, Fe, Cu, el ácido bromhídrico reacciona con desprendimiento de hidrógeno, formando los respectivos bromuros.

2HBr + Zn →

APLICACIONES DE HBr

- Análisis químicos.

- En medicina, como sedante nervioso y como soporiferos suaves.

- AgBr, para la fabricación de placas y películas fotográficas.

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1NG. SANTIAGO NAVARRO RODRIGUEZ


- KBr03 en análisis volumétricos, como oxidante enérgico.

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YODO

El yodo, es un sólido gris violáceo con brillo metálico característico, se presenta en forma de escamas.

Es muy poco soluble en el agua formando soluciones de color amarillo anaranjado. Se disuelve fácilmente en alcohol y en benceno.

OBTENCIÓN DE YODO EN EL LABORATORIO

Se obtiene, tratando 1,5 gr. de yoduro de potasio en sal con 2,5 ml de ácido sulfúrico concentrado y 01 gr. de agente oxidante (MnO2) calentando la mezcla en un equipo sulfhidricador, se observa el desprendimiento de yodo libre de color violeta que recibida en un vaso con agua destilada le comunica una coloración amarilla denominandose agua de yodo.

La reacción que se produce es:

2KI + 2H2SO4 + Mn02 → MnSO4 + K2SO4 + I2 + 2H2O

REACCIONES DE RECONOCIMIENTO

1. El yodo libre se reconoce fácilmente por el color violeta de sus vapores.

2. El yodo libre colorea de azul con el engrudo de almidón, luego de observar la coloración a calentar y anotar los cambios.(se observara liberation de yodo)

(C24H40O20)n + I2→

3. Al actuar el alcohol sobre el yodo, disolviéndolo, se obtiene una coloración pardo rojizo, que es un alcohol yodado (tintura de yodo).

CH3CH2OH + I2 →

Si a esta solución de alcohol yodado agregamos almidón en forma de engrudo, se obtiene una coloración azul intenso de sorbato de yodo. Específico para reconocer yodo.

CH3CH2OHI2 + (C24H40O20)n + CH3CH2OH →

4. Ácido sulfhídrico, haciendo pasar una corriente de ácido sulfhídrico a través de agua de yodo, se observa la formation de acido yodhidrico con desprendimiento de azufre.

(HC1 + FeS → H2S + FeCl2) →

H20 - I2 + H2S →

5. Nitrito de sodio, con una solución de yodo y en medio ácido sulfúrico 0 ácido acético diluido, desprende yodo libre que se reconoce por la coloración azul intenso con almidón o por la coloración violeta que forma con tetracloruro de carbono.

2NaNO2 + 2CH3COOH → 2HN02 + 2CH3COONa

2HNO2 + 2HI → I2 + 2H20 + 2NO

--------------------------------------------

2NaN02 + 2CH3COOH + 2HI → I2 + 2CH3COONa + 2NO+ 2H2O

6. El yodo es soluble en:

- Cloroformo, dando una solución de color:............................

- Eter, dando una solución de color:...................................

- Tetracloruro de carbono, formando una solución de color:........................................

- Con los yoduros, forma una solución de color:......................................

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- Alcohol etílico, formando una solución de color:...............................................

- Benceno, formando una solución de color:....................................

APLICACIONES DEL YODO

- Las aplicaciones del yodo son numerosísimas, además de emplearse libre en medicina es estado de tintura de yodo, se utiliza en preparaciónn de numerosos derivados inorgánicos y orgánicos que se utilizan sobre todo en terapeutica.

- Fabrication de materiales colorantes.

- En las industrias fotográficas, en estado de sal de plata.

- El I-131, en el diagnóstico y en el tratamiento de la tiroides.

- El NaI, con adición de NaCl (1:100000) para el normal funcionamiento de nuestro organismo y evitar la aparición de Bocio.

ÁCIDO YODHÍDRICO

El gas yodhídrico, es incoloro, de olor sofocante. Es soluble en agua, presentando características de ser un ácido fuerte. Forma una mezcla azeotrópica a 127°C de temperatura y contiene 57% de HI.

La solución acuosa de ácido yodhídrico, se descompone fácilmente y pronto toma una coloración parda debido a la separación de yodo libre; por lo que sus soluciones se guardan en envases especiales recubiertos con láminas de cobre.

OBTENCION DE ACIDO YODHIDRICO

Se obtiene tratando 2 gr. de yoduro de potasio en sal con 3 ml de ácido sulfúrico concentrado. Calentando esta mezcla en un equipo sulfhidricador, se observa la formación de ácido yodhídrico, que se recibe en agua destilada. Casi simultaneamente se observa el desprendimiento de vapores de color violeta que indica la presencia de yodo libre, siendo desfavorable en la reacción. Para evitar la formación de yodo libres, se debe agregar el ácido sulfúrico en forma controlada.

HI + H2S04 → KHSO4 + HI

H2SO4 + 2HI → SO2 + H2O +12

REACCIONES DE RECONOCIMIENTO:

1. Hidróxido de amonio, forma humos blancos de yoduro de amonio.

HI + NH4OH →

2. Acetato de plomo, con HI 0 con sus sales forma un precipitado amarillo de ioduro de plomo, soluble en agua caliente volviendose a precipitar en forma de laminillas al enfriarse.

Pb(CH3 - COO)2 + 2HI →

Pb(CH3 - COO)2 + 2KI →

3. Nitrato de plata, con HI o los yoduros solubles forma un precipitado amarillo de yoduro de plata, soluble en cianuro de potasio, tiosulfato de sodio (hidróxido de amonio).

AgN03 + HI →

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AgN03 + HI →

Reaacion de solubilidad:

AgI + 2KCN →

2AgI + 3N2S203 →

Agl + 2NH4OH →

4. Con los metales electronegativos, el ácido yodhídrico desprende hidrógeno, con formación de yoduro respectivo

Zn + 2HI →

5. Decolora el papel de tornasol.

6. El carácter reductor de ácido yodhídrico se pone fácilmente de manifiesto, vertiendo unas gotas del mismo sobre una disolución diluida de KMnO4, alcalinizada con unas gotas de NaOH, el líquido pasa de un rojo a un color verde por transformarse el permanganate en manganato.

APLICACIONES DEL HI

- El HI suele aplicarse como reductor, por la facilidad con que se oxida el ion yoduro.

- Para preparar el yodoformo.

- En los laboratories como hidrogenante y yodurante.

CUESTIONARIO

1. Indique como se puede reconocer los ácidos: clorhídrico, bromhídrico y yodhídrico cuando están juntos.

2. Cómo se procedería en caso de quemaduras con bromo en la piel.

3. Cómo se podría eliminar una mancha de yodo en la piel.

4. Explique por que no se puede obtener una soluciónn concentrada de ácido Bromhídrico por el método arriba indicado.

5. Explicar como se explica la formaciónn del ácido clorhídrico del jugo gástrico.

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PRACTICA 05

ELEMENTOS DEL GRUPO VI - A

El grupo VI - A de la tabla Periodica, comprende los elementos: oxigeno, azufre, selenio, teluro y polonio. Se les conoce con el nombre de “anfigenos” o calcogenos.

La elevada electronegatividad del oxigeno determina que presente propiedades quimicas diferentes a los demas elementos de su grupo.

Los experimentos de laboratorio, se realizaran con el elemento, “oxigeno y Azufre”, por ser los mas representatives del grupo de los anfigenos y por su relativa abundancia en la naturaleza.

O X Í G E N O

El oxígeno es uno de los elementos más abundantes en la corteza terrestre, se encuentra en el aire en una proporción del 21% en volumen. Se combina con casi todos los elementos y forma parte del agua, marmol, arena, azucares, almidón, grasas, proteínas, etc.

MATERIALES DE LABORATORIO

1. Tubo de desprendimiento de gases.

2. 01 Sulfhidricador; Un matraz Erlenmeyer de 250 6 150 ml.

Un tapon de jebe, un codo de vidrio, un tubo de goma (manguerita), un gotero de vidrio.

3. Vaso de precipitación de 250 6 150 ml.

4. 10 Tubos de prueba y gradilla

5. Pinzas para tubos de ensayo.

6. Pipetas graduadas

7. Pizeta con agua destilada

OBTENCIÓN DEL OXIGENO

En un tubo de ensayo seco mezclar 3 gr. De clorato de potasio con 0,56 gr. de MnO2

pulverizado agitando el tubo. Cierre el tubo de ensayo con un tapón provisto con una manguerilla u otro sistema para poder recepcionar el gas en 03 tubos de ensayo, a través de una cuba neumática llena de agua, una vez recepcionado el gas tapar los tubos de ensayo llenos de oxigeno para los siguientes experimentos.

PROPIEDADES DEL OXÍGENO

1. Comprobar si el gas es combustible, acercando fuego a la boca del tubo de ensayo, que puede ser acondicionando al tubo un conector el forma de T.

2. En una cuchara de combustión encender un trozo de azufre e introducirlo en uno de los tubos de ensayo llenos de oxigeno. Cuando la llama de un intenso color azul esta casi apagada, retirar la cuchara y adicionar un poco de agua, agitando el tubo. Que producto de obtiene y cual es el pH.

3. Vierta en un tubo de ensayo 1ml. de solución de MnCl2 al 5%. Adicione al mismo 1ml. de solución de NaOH 2N. Vierta el contenido de este tubo en el otro que contiene oxígeno y tapelo. Agite el tubo. La coloración oscura que toma el precipitado es por la autooxidación a Mn+4.

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OBTENCIÓN DEL PERÓXIDO DE HIDRÓGENO.

Se obtiene por acción de ácido sulfúrico sobre el peróxido de bario. En un tubo de ensayo seco colocar 0,5 gr. de óxido de bario y agregar 3 ml. ácido sulfúrico 2N. Poner el tubo de ensayo a enfriar en un vaso con agua y hielo.

REACCIONES DE IDENTIFICACIÓN DEL PERÓXIDO DE HIDRÓGENO

1. Adicionar en tres tubos de ensayo H202, 1 ml. en cada uno y comprobar la miscibilidad del peróxido de hidrógeno con alcohol, eter y benceno.

2. El peróxido de hidrógeno es muy activo y se descompone fácilmente produciendo :

2H2O2 ------ 2 H2O + O2 Esta reacción es acelerada por la luz.

Mezclar en un tubo de ensayo 2ml. de solución de peróxido de hidrógeno al 3% y 2ml. De ácido sulfúrico 2N. Agregue eter hasta que se forme por arriba una capa de ‘/2 cm. De espesor. Eche una gotas de solución de bicromato de potasio y agite el tubo. Se forma inmediatamente peróxido de cromo (anotar color) que se disuelve en eter al estar en contacto con este.

3.PROPIEDAD OXIDANTE.- Añadir a la solución de IK acidulada con un volumen igual de ácido sulfúrico diluido, solución de peróxido de hidrógeno al 3%. ¿Qué sustancia se desprende?.

4.- Añadir solución de álcali y de peróxido de hidrógeno a la solución de cromito de sodio y calentar la mezcla. Que cambios se observa en la coloración.

5.- PROPIEDAD REDUCTORA.- Verier en un tubo de ensayo 1ml. de solución de permanganato de potasio concentrado, 2ml. de ácido sulfúrico y 2ml. de peróxido de hidrógeno. Introducir en el tubo una astilla incandescente. ¿Qué ocurre?.

APLICACIONES:

1. Se utiliza como antiseptico en solucion al 3% en agua.

2. Se utiliza como decolorante de fibras animales y vegetales. Al 30% se usa para blanquear fibras de algodón y lana.

A Z U F R E

ÁCIDO SULFHÍDRICO

ESTADO NATURAL

El Hidrógeno sulfurado o ácido sulfhídrico, se encuentra en la naturaleza en los gases volcánicos y disueltos en las aguas llamadas impropiamente sulfurosas (manantiales). Este gas se produce siempre que se descomponen en ausencia de aire sustancias orgánicas que contienen azufre; en los huevos podridos se advierte su presencia por su olor característico.

PROPIEDADES DEL ÁCIDO SULFHÍDRICO

Es un gas incoloro, de olor muy desagradable, tóxico y venenoso, que se combina con la hemoglobina de la sangre con la que esta se vuelve negra o incapaz de absorber el 02 del aire; para combatir su acción nociva, se puede utilizar el Cl2 o los hipocloritos; además, las pruebas se deben realizar en vitrinas con tiro. Es corrosivo y reductor de muchas sustancias. Es soluble en agua, alcohol eter y glicerina. Arde con llama azul dando vapores de agua y S02. El ácido sulfhídrico es una disolución ligeramente ácida.

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OBTENCIÓN DEL ÁCIDO SULFHÍDRICO

El sulfuro de hidrógeno o ácido sulfhídrico se prepara fácilmente por la acción de los ácidos diluidos sobre los sulfuros metálicos. Suele usarse el sulfuro ferroso (pirita) que es el más barato entre los que reaccionan con facilidad.

3Fe + 2H+ = Fe++ + H2S

PARTE EXPERIMENTAL

a) En un generador Kipp o un sulfhidricador, coloque 3gr. FeS u añade 5 ml de HC1 o H2SO4, luego de calentarlo, se desprenderá un gas incoloro, el cual recibiéndolo en agua se obtiene el ácido sulfhídrico que será una disolución lechosa amarillenta.

FeS + 2HC1 = FeCl2 + H2S ó

FeS + H2SO4 = FeSo4 + H2S

REACCIONES CARACTERÍSTICAS DEL ÁCIDO SULFHÍDRICO

A. Reacciones que se producen debido al gran poder reductor del ácido sulfhídrico:

1. Reduce la solución acidificada de permanganate de potasio.

2KMn04 + 3H2SO4 + 5H2S →

2. Reduce la solución ácida de dicromato de potasio.

K2Cr2O7 + 5H2SO4 + 3H2S →

3. Reduce la solución de yodo. Esta reacción se utiliza en la valoración de la disolución de H2S. Yodometria.

H2S + I2 →

4. Reduce la solución de tricloruro de fierro, liberando azufre.

2FeCl3 + H2S →

5. Reduce al ácido nítrico con desprendimiento de óxido nítrico.

2HNO3 + 3H2S →

B. REACCIONES DEL SULFURO DE HIDRÓGENO:

6. Solució de nitrato de plata, forma un precipitado negro de sulfuro de plata. Soluble en ácido nítrico caliente.

2AgNO3 + H2S →

7. Solución de acetate de plomo, forma un precipitado negro de sulfuro de plomo, en medio ácido clorhídrico.

Pb(C2H3O2)2 + H2S →

8. Solución de sulfate de cobre, forma un precipitado negro de sulfuro de cobre en medio ácido clorhídrico.

CuS04 + H2S →

9. Solución de cloruro mercúrico, con exceso de sulfuro de hidrógeno, forma sulfuro mercúrico negro.

HgCl2 + H2S →

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10. Solución de tricloruro de arsénico, forma un precipitado amarillo intenso de sulfuro arsenioso en medio ácido clorhídrico.

2AsCl3 + 3H2S →

11. Solución de tricloruro de antimonio, forma sulfuro de antimonio, rojo anaranjado en medio ácido clorhídrico.

2SbCl3 + 3H2S →

12. Solución de nitrato de bismuto, forma sulfuro de bismuto de color negro, en medio ácido clorhídrico.

2Bi(NO3)3 + 3H2S →

13. Solución de cloruro estañoso, forma sulfuro de estaño de color negro pardo.

SnCl2 + H2S →

14. Solución de nitrato de cadmio, forma sulfuro de cadmio de color amarillo, en medio ácido clorhídrico.

Cd(N03)2 + H2S →

C. REACCIONES CON SULFURO DE AMONIO:

1. OBTENCIÓN.- El sulfuro de amonio se obtiene haciendo pasar una corriente de sulfuro de hidrógeno a través de una solución de hidróxido de amonio, inicialmente se obtiene sulfuro de amonio primario y en exceso de hidróxido de amonio se obtiene sulfuro de amonio normal.

NH4OH + H2S→

NH4HS + NH4OH →

Tratando sulfuro de amonio con azufre se forma sulfuro de amonio amarillo 0 polisulfuros.

(NH4)2S + Sx →

El sulfuro de amonio normal y el sulfuro de amonio amarillo son reactivos que se utilizan en química analítica.

2. Solución de cloruro de Zinc, forma sulfuro de Zinc de color blanco.

ZnCl2 + (NH4)2S →

3. Solución de sulfato de níquel, forma sulfuro de níquel de color negro.

NiSO4 + (NH4)2S →

4. Solución de cloruro de manganeso, forma un precipitado rojo carne de sulfuro de manganeso.

MnCl2 + (NH4)2S →

5. Solución de tricloruro de hierro, forma sulfuro férrico de color negro, soluble en ácido clorhídrico.

2FeCl3 + 3(NH4)2S →

6. Solución de sulfato de aluminio, forma sulfuro de aluminio que se hidroliza formando hidróxido de aluminio de color blanco.

A12(S04)3 + 3(NH4)2S → A12S3 + 6H2 →

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INC. SANTIAGO NAVARRO RODRIGUEZ


APLICACIONES DEL ÁCIDO SULFHÍDRICO

Por ser reductor se emplea en la metalurgía y en la industria tintorera. También en otros procesos industriales. En química analítica, para separar los grupos de materiales alcalinos, alcalinos-terreos de los metales pesados. Para el estampado de las telas. En la fabricación de Na2CO3, sulfatos, etc. En disolución, para combatir las bronquitis y enfermedades de la laringe y estómago, y las aguas sulfurosas para eliminar enfermedades de la piel. En pequeñas dosis tiene propiedades terapéuticas.

CUESTIONARIO

1.Justificar la definición electrónica de oxidación y reducción.

2.Explicar la combustión espontánea y dar ejemplos.

3.Como demostró Lavoisier que el oxígeno es un componente del aire?

4.Como puede demostrarse que la fórmula del sulfuro de hidrógeno es H2S y no H4S2?

Describir los procedimientos de obtención del sulfuro de hidrógeno.

5.Resumir las propiedades químicas del sulfuro de hidrógeno sin atender el olor del gas.

¿Cómo puede comprobarse su posible presencia en el gas de alumbrado?

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ING. SANTIAGO NAVARRO RODRJGUEZ

MANUAL DE QUIMICA DE CQMPUESTQS INORGANICOS 1NG. SANTIAGO NAVARRO RODRIGUEZ

PRACTICA 06

ELEMENTOS DEL GRUPO VI - ÁCIDO SULFUROSO

El ácido sulfuroso existe solamente en solución acuosa y cuando se quiere obtener tratando su sal con un ácido se descompone formando agua y anhídrido sulfuroso.

OBTENCIÓN:

1. Industrialmente, el anhídrido sulfuroso, se obtiene por tostación de los sulfuros de fierro (pirita).

4FeS2 + 11 O2 → 2 Fe2O3 + 8502

2SO2 + 2H2O → 2H2S03

2. En el laboratorio, se obtiene tratando cobre metálico con ácido sulfúrico concentrado y caliente; en un equipo sulfhidricador. Se observa el desprendimiento de anhidrido sulfuroso que se recibe en un vaso con agua formándose el ácido sulfuroso, que es un buen agente reductor.

2H2SO4 + Cu → CuSCO4 + SO2 + 2H2O

SO2 + H2O → H2SO3

REACCIONES CARATERÍSTICAS DEL ÁCIDO SULFUROSO

1. Solución de cloruro mercúrico, se forma un precipitado blanco de cloruro mercurioso 0 calomelano.

2HgCl2 + H2SO3 + H2O → H2C12 + 2HC1 + H2SO4

2. Solución de yodo, transforma a los halógenos en ácidos hidrácidos.

H2SO3 + I2 + H2O →

3. Llevando a ebullición la solución de ácido sulfuroso se desprende dióxido de azufre que se reconoce por:

3.1. Su olor sofocante de azufre quedando muy tóxico.

3.2. La coloración verde que adquiere un papel de filtro humedecido con solución de dicromato de potasio acidificado, que se mantiene sobre la boca del tubo de ensayo.

3.3. Por el olor azul que toma un papel de filtro humedecido con soluciones de yodato de potasio y de almidón manteniendo en contacto con el dióxido de azufre.

H2SO3 + calor → SO2 + H2O

Na2SO3 + 2HC1 → 2 A + SOν χΛ 2 + H2O

K2Cr2O7 + 3H2SO3 + H2SO4 → K2SO4 + Cr2(SO4)3 + 4H2O

2KIO3 + 5SO2 + 4H2O → I2 + 2KHSO4 + 3H2SO4

4. Solución de permanganate de potasio, produce decoloración inmediata, debido a lareduccioón del manganeso.

2KMnO4 + 5H2SO3 → 2MnSO4 + K2SO4 + 2H2SO4 + 3H2O

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5. Hidrógeno naciente, se agrega la solución de ácido sulfuroso a un tubo de ensayo que contiene Zinc metálico y ácido sulfúrico diluido, se desprende sulfuro de hidrógeno, que se puede reconocer manteniendo un papel de filtro humedecido con la solución de acetato de plomo en la boca del tubo de ensayo.

H2SO3 + 6H →

6. Solución de cloruro de Bario, asi como las soluciones de cloruro de estroncio y cloruro de calcio, con el ácido sulfuroso en solución acuosa no precipitan debido a que los sulfitos respectivos son solubles en el ácido clorhídrico que se forma.

BaCl2 + H2SO3 →

7. Tratando las soluciones anteriores con la solución de sulfito de sodio, precipitan los sulfitos correspondientes de color blanco.

Na2SO3 + BaCl2 →

8. Solución de sulfato de cobre, tratando inicialmente esta solución con la solución de carbonato de sodio se obtiene un precipitado azul verdoso que es decolorado instantaneamente por la solución acuosa de ácido sulfuroso.

2CuSO4 + 2Na2CO3 + H20 →

CuCO3. Cu(OH)2 + 2 H2SO3 →

APLICACIONES:

El ácido sulfuroso se emplea como decolorante, antiséptico y preservador.

Las cubas de vino se lavan con ácido sulfuroso 0 se fumigan con SO2 quemando pajuelas de azufre, para destruir los hongos.

Los tejidos y otros materiales delicados que podrían destruirse por el cloro, se blanquean con H2SO3.

En la formación de sulfitos y bisulfitos.

Como preservativo de las firutas en conserva. El SO2 líquido en el tratamiento de kerosene y de los algunos aceites.

ÁCIDO TIOSULFÚRICO

El ácido tiosulfúrico no se conoce en estado libre, ni aim en disolución. Cuando se intenta liberar el ácido desplazandolo de una sal de tiosulfato mediante la acción de otro ácido, se descompone según la reacción siguiente:

Na2S2O3 + 2HC1 → 2NaCl + SO2 + S + H2O

Los tiosulfatos alcalinos, que son los más importantes, forman soluciones más estables. OBTENCION:

En el laboratorio se obtiene por ebullición de la solución de sulfito alcalino en presencia de un exceso de azufre. La reacción se realiza en un matraz Erlenmeyer. Se filtra y la solución contiene tiosulfato alcalino.

Na2SO3 + S → Na2S2O3

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REACCIONES CARACTERÍSTICAS DEL ION TIOSULFATO

Se emplea una solución de tiosulfato de sodio, Na2S2O3 - 5H2O

1. Ácido clorhídrico diluido, la solución acidulada pronto se enturbia debido a la separación de azufre y calentando la solución se desprende dióxido de azufre.

Na2S2O3 + 2HC1 → H2S2O3 + 2NaCl

H2S2O3 → S + H2SO3

--------------------------------------

Na2S203 + 2HC1 →

2. Solución de yodo, se transforman cuantitativamente en tetrationatos con formación de yoduros.

2Na2S2O3 + I2

3. Solución de cloruro de bario, en soluciones concentradas forma un precipitado blanco de tiosulfato de bario.

Na2S2O3 + BaCl2

4. Solución de nitrato de plata, se forma un precipitado blanco de tiosulfato de plata, soluble en exceso de reactivo formando una sal compleja que se descompone fácilmente cambiando de color amarillo a pardo y finalmente negro de sulfuro de plata.

Na2S2O3 + 2AgNO3 → Ag2S2O3 + 2NaNO3 Ag2S2O3

+ 3Na2S2O3 → 2Na3 (Ag(S2O3)2) Ag2S2O3 + H2O → Ag2S + H2SO4

5. Solucion de acetato de plomo, se forma un precipitado bianco de tiosulfato de plomo.Hirviendo la suspensión se obtiene sulfuro de plomo negro. Diferencia con los sulfitos.

Na2S2O3 + Pb(C2H3O2)2 →

PbS2O3 + H2O →

6. Solución de cianuro de potasio, llevando a ebullición las soluciones de tiosulfato y cianuro alcalinos en medio ácido clorhídrico diluido se obtiene tiocianato alcalino, que se reconoce agregando la solución de cloruro férrico con el que forma un color rojo intenso característico de tiocianato férrico. Diferencia con sulfitos.

Na2S2O3 + KCN → KCNS + Na2SO3

7. Solución de cloruro férrico, se produce una coloración violeta que desaparece dejando una solución incolora.

2Na2S2O3 + 2FeCl3 →

8. Los halogenuros de plata se disuelven en solución de tiosulfato de sodio, formando complejos. Esta propiedad se aplica en la fotografía.

AgBr + 2Na2S203 → Na3(Ag(S2O3)2) + NaBr

9. Solución de hipoclorito y cloro, oxida a los tiosulfatos transformándolos en sulfatos.

5H2O + 4C14 +Na2S2O3 →

Por esta razón el tiosulfato de sodio es conocido como “anticloro” o como agente de eliminación del cloro; por ejemplo en la industria textil, en los tejidos que han sido sometidos a la acción del blanqueo por el halógeno.

APLICACIONES:

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MANUAL DE QUIMICA DE CQMPUESTQS INORG.AN1CQS

- Ca(HS03)2 en caliente, tiene la propiedad de disolver la lignina de la madera, dejando libre la celulosa; por este motivo se emplea en la fabricación del papel. En general los (HSO3) y SO3

=, se usan como reductores enérgicos, por la tendencia del S al pasar del grado de oxidación (+4) a (+6).

El Na2S2O3, en fotografía como fijador fotográfico; como anticloro; para reconocer el I2, con el cual desaparece las manchas de I2.

ÁCIDO SULFÚRICO

Al estado libre, el ácido sulfúrico existe en pequeñas cantidades formando por las piritas oxidadas por el oxígeno atmosférico en presencia de agua.

2FeS2 + 702 + 2H2O → 2FeSO4 + 2H2SO4

Industrialmente, el ácido sulfúrico se obtiene por el método de contacto y por el método de las cámaras de plomo.

REACCIONES CARACTERÍSTICAS DEL ÁCIDO SULFÚRICO

Se utiliza una solución de ácido sulfúrico diluido.

1. Zinc metálico, con ácido sulfúrico diluido reacciona desprendiendo hidrógeno. Con ácido sulfúrico concentrado reacciona desprendiendo dióxido de azufre.

Zn + H2SO4 (cc) →

Zn + H2SO4 (dil) →

2. Cobre metálico, el ácido sulfúrico concentrado lo ataca con desprendimiento de dióxido de azufre.

Cu + H2SO4 → CuO + H2SO4 →

3. Hierro metálico, lo atacan el ácido sulfúrico diluido con desprendimiento de hidrógeno y el ácido sulfúrico concentrado con formación de dióxido de azufre.

Fe + H2SO4 (dil) →

2Fe + 6H2SO4 (conc) →

4. Aluminio metálico, es atacado por el ácido sulfúrico concentrado con liberación de dióxido de azufre.

2ª1 + 4H2SO4 →

El Hidrógeno liberado del ataque del ácido sulfúrico diluido a los metales, actúa como un poderoso agente reductor:

H2SO4 + H2 → H2O + H2SO3

H2SO4 + 3H2 → 4H2O + S

H2SO4 + 4H2 → 4H2O + H2S

5. Solución de cloruro de Bario, se forma sulfato de bario de color blanco, insoluble en ácido clorhídrico.

H2SO4 + BaCl2 →

6. Solución de acetato de plomo, forma un precipitado blanco de sulfato de plomo, soluble en ácido sulfúrico concentrado y en solución concentrado y caliente de acetato de amonio en presencia de hidróxido de amonio. Diferencia con el Bario.

H2SO4 + Pb(C2H3O2)2 →

PbSO4 + 2NH3(C2H3O2) →

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El sulfato de plomo, también se disuelve en las soluciones de tartrato de amonio y en solución de hidróxido de sodio formando plumbito de sodio que por acidificación con ácido clorhídrico, precipita cloruro de plomo cristalizado. Agregando ácido acético a cualquiera de las disoluciones acuosas y tratando con solución de cromato de sodio, precipitado cromato de plomo amarillo.

7. Solución de yoduro de potasio, con ácido sulfúrico concentrado se libera el halógeno respectivo.

2H2SO4 + 2KI →

8. Tratando ácido sulfúrico concentrado y caliente con un trozo de madera, se desprende dióxido de carbono y sulfuro de hidrógeno.

H2SO4 + 2C →

APLICACIONES DEL ÁCIDO SULFÚRICO

Las aplicaciones del ácido sulfúrico son importantísimos, casi no existe industria ni fabricación que no lo utilice directamente 0 indirectamente en algunos de sus operaciones y en sus diversos grados de concentración, tanto en la gran industria química como en la metalúrgica y la química orgánica.

CUESTIONARIO

1. ¿Como puede diferenciarse el sulfito sódico, el sulfato sódico y tiosulfato sódico?

2.Escribir las fórmulas electrónicas de resonancia del SO2 y del SO3.

3.Realice una comparación de las propiedades de los ácidos sulfuroso y sulfúrico.

4.Describir los métodos de obtención del ácido sulfúrico.

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PRÁCTICA N° 07

ELEMENTOS DEL GRUPO V-A

El grupo V-A de la tabla periódica, esta compuesto por los elementos: Nitrógeno, Fósforo, Arsénico, Antimonio y Bismuto. También se les conoce como grupo de los nitrogenoideos. En este grupo las analogías se hallan muy acentuadas entre el Fósforo, Arsénico y Antimonio. El primer elemento Nitrógeno, se aparta algo del segundo elemento, Fósforo; mientras que el Bismuto se diferencia bastante del conjunto.

NITRÓGENO

ÁCIDO NÍTRICO

El ácido nítrico absoluto cien por ciento, no existe a temperatura ordinaria. El ácido nítrico, es un líquido incoloro, miscible en el agua en todas las proporciones. Por exposición a la luz se disocia según la ecuación:

4HNO3 → 2N2O4 + 2H2O + O2

Por esta razón, el ácido nítrico concentrado, siempre se halla coloreado de amarillo o de rojo por el dióxido disuelto.

Existe, el ácido nítrico concentrado de 68% de ácido ntrico y el ácido nítrico concentrado fumante de 98% de ácido nítrico.

El ácido nítrico es un ácido fuerte, sus disoluciones diluidas se hallan completamente ionizadas. Se caracteriza por ser un oxidante enérgico. En concentración superior a 20% ataca aun en frio a la mayor parte de los metales transformandolos en nitratos y desprendiendo diferentes óxidos de nitrógeno. El Mercurio y la Plata son atacados por el ácido ntrico; pero el Cromo, Hierro y Plomo con el aácido nítrico concentrado se “pasivan”, es decir que el ataque se detiene rápidamente, en estas condiciones ya no reaccionan ni con ácido nítrico diluido. El oro, platino y los demas metales de su grupo no son atacados por este ácido. Frente a los compuestos orgánicos, el ácido nítrico de diferentes concentraciones, actúa como oxidante; pero más frecuente como agente de nitración.

PROPIEDADES DEL ÁCIDO NÍTRICO:

El ácido nítrico puro es un líquido incoloro de densidad 1.54 a 20 °C, desprende humos en contacto con el aire. Su temperatura de ebullición es de 86 °C y es soluble en agua. Es un ácido inestable. Cuando se le calienta se descompone parcialmente:

4HNO3 = 4NO2 + 2H2O + O2

Esta descomposición también se produce lentamente por acción de la luz. Los vapores de dióxido de nitrógeno se disuelven en el ácido comunicándole un color pardo rojizo.

Es un oxidante enérgico pues oxida casi a todos los metales, salvo al oro y al platino. También su acción oxidante se manifiesta lentamente sobre los no metales, con excepción del fluor y el cloro.

En solución diluida el proceso de oxidación es:

2HNO3 = 2NO + H2O + 30 (oxigeno atómico)

Mientras que en solución concentrada se descompone del siguiente modo:

2HNO3 = 2NO2 + H2O + O

El poder oxidante del ácido nítrico se debe al oxígeno atómico liberado.

31


MANUAL DE QUIMICA DE CQMPUESTQS fNORGANICQS

OBTENCIÓN DEL ÁCIDO NÍTRICO

En su sulfhidricador o una retorta de hierro, colocar 2 g de NaN03, 5 ml de H2SO4 cc, y agitar; se observa un desprendimiento de vapores pardo rojizo de NO2 acompañados por vapores ácidos picantes de HNO3 que dan niebla en el aire, los cuales se reciben en agua destilada y se obtiene disolución de HNO3.

3NaNO3 + 2H2SO4 + calor = Na2SO4 + NaHSO4 + 3HNO3

Los óxidos de nitrógeno que se forman, también son absorbidos por el agua:

4NO2 + O2 + 2H2O = 4HNO3

y por acción del calor el HNO3 se descompone inversamente a la de formación.

PARTE EXPERIMENTAL: REACCIONES DEL ÁCIDO NÍTRICO:

Se emplea soluciones de ácido nítrico concentrado y ácido nítrico diluido.

1. OBTENCION DE AGUA REGIA:

El agua regia se obtiene tratando un volumen de ácido nítrico con tres volumenes de ácido clorhídrico, concentrados. Es un líquido incoloro que poco a poco se vuelve amarillo. Tiene la propiedad de disolver todos los metales, incluyendo el Oro y el platino. Sus propiedades se deben a la formación de cloro y de cloruro de nitrosilo. Según la ecuación:

3HC1 + HNO3 →

2. ACCIÓN DEL HNO3 SOBRE LOS METALES MENOS ACTIVOS

Plomo metálico, con ácido nítrico diluido, reacciona formando nitrato de plomo.

3Pb + 8HNO3 →

Con ácido nítrico concentrado, el plomo metálico se cubre de una capa protectora de nitrato de plomo insoluble impidiendo la disolución completa de plomo. Fenómeno de pasividad.

3. Cobre metálico, con ácido nítrico diluido y caliente se disuelve facilmente con desprendimiento de óxido nítrico.

3Cu + 8HNO3 →

2NO + O2 →

4. ACCIÓN DEL HNO3 SOBRE LOS METALES MAS ACTIVOS

Estaño metálico, es atacado por el ácido nítrico diluido formando nitrato de amonio.

10HNO3 + 4Zn →

5. Zinc metálico, reacciona con el ácido nítrico diluido formando nitrato de amonio.

10HNO3 +4Zn →

El ácido nítrico concentrado ataca al Zinc metálico formando óxido nítrico.

3Zn + 8HNO3 →

2NO + O2 →

6. Azufre: tratando con ácido nítrico concentrado y en caliente se forma ácido sulfúrico que se comprueba con solución de cloruro de bario. Se formará un precipitado blanco de sulfato de bario.

2HN03 + S →

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APLICACIONES DEL ÁCIDO NÍTRICO

Este ácido se usa mucho en las industrias químicas como oxidante muy activo y como ácido fuerte. Se utiliza en la fabricación de colorantes, explosivos, materias plásticas, perfumes y drogas. Las sales del ácido niírico, los nitratos son importantes como abonos.

ÁCIDO NITROSO

El ácido Nitroso; debido a su fácil descomposición, no se conocen en estado libre, sino en disolución acuosa diluida a temperatura menor a 10°C. A medida que aumenta la concentración de las disoluciones del ácido nitroso, se descompone parcialmente en anhídrido nitroso y agua.

2HNO2 → N2O3 + H2O

El ácido nitroso, experimenta el fenómeno de autoxidación reducción. Su acción reductora se atribuye a la presencia de los iones NO2- que contienen; y sus propiedades oxidantes se deben al ácido libre, sobre todo al anhídrido nitroso que siempre se halla presente. El ácido libre, o su anhídrido, hacen pasar al ion NO2

- al estado de nitrato reduciéndose ellos mismos a óxido nítrico.

3HNO2 → HNO3 + H2O +2NO

SALES DEL ÁCIDO NITROSO

Sus sales son los nitritos, que son compuestos estables. Si se calienta nitrato sódico a elevadas temperaturas se desprende oxígeno y se forma el nitrito.

2NaNO3 + calor = 2NaNO2 + O2

En escala industrial se agita plomo con el nitrato fundido, lo que favorece la eliminación del oxígeno. El óxido de plomo que se forma, queda como residuo cuando se añade agua para disolver el nitrito; esta se recupera por cristalización:

NaNO3 + Pb = NaNO2 + PbO

El nitrito sódico funde a 280 °C y a 750 °C se descompone dando peróxido sódico. Se emplea en la obtención de colorantes (para formar las diazocompuestos), como inhibidor de la corrosión del acero, como conservador de embutidos y como reactivo.

La presencia de nitritos en el agua potable indica que el manantial esta contaminado.

OBTENCIÓN DEL ÁCIDO NITROSO

En un vaso de precipitación de 100 ml. colocar 2 gr. de NaNO2 sólido añadir cuidadosamente 1 ml de HC1 dil, en frío, produce una disolución azul palida fugaz (debido a la presencia de HNO2 o su anhídrido N2O3), y el desprendimiento de vapores pardos de NO (que es producido en su mayor parte por la combinación de NO2 con O2 del aire).

NaNO2 + HC1 = NaCl + HNO2

PARTE EXPERIMENTAL:

Para las siguientes experiencias usar el reactivo nitrito de sodio, NaNO2 0 KNO2.

1. Su sal principal es el nitrito de sodio que también presenta el fenómeno de auto oxidación-reducción. El ácido sulfúrico diluido, descompone en frío todos los nitritos desprendiendo vapores rojizos de bióxido de nitrógeno.

NaNO2 + H2SO4

3HNO2

2NO + O2

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jNG. SANTIAGO NAVARRO RODRJGUEZ


2. El nitrito de sodio con yoduro de potasio, en medio ácido sulfúrico diluido libera yodo, que se reconoce por la coloración azul intensa que produce con almidón.

2KI + H2S4 O

2NaNO2 + H2SO4

2HNO2 + 2HI

---------------------------------------

2KI + 2H2SO4 + 2NaNO2

I2 + (C24H40O20)n

3. Una solución de nitrito de sodio decolora al permanganato de potasio en medio ácido sulfúrico.

4KmnO4

2K2O + H2SO4

2Mn2O7

4MnO2 + 4H2SO4

10NaNO2 + 5H2SO4

10HNO2+ 100

-------------------------------------

4KMnO4 + 10H2SO4 + 10NaNO2

4. Si a una solución de nitrito de sodio en ebullición se agrega cristales de cloruro de amonio, se transforma el nitrito con desprendimiento de nitrógeno.

NaNO2 + NH4Cl

1NH4NO2

-------------------------------------

NaN02 + NH4C1

5. Una solución de nitrito de sodio con nitrato de plata, forma un precipitado blanco cristalino de nitrito de plata.

AgNO3 + NaNO2

AMONIO

1. ESTADO NATURAL

Es un producto de la descomposición de las materias orgánicas nitrogenadas. Se producen en la atmósfera cuando esta cargada de efluvios eléctricos.

Existe en pequeñas cantidades en forma de carbonato y nitrito en el aire; en forma de cloruro solido en las fisuras de los volcanes activos. Se forman derivados de amonio en la putrefacción o fermentación de muchas sustancias orgánicas que contienen nitrógeno.

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IMG. SANTIAGO NAVARRO RODRIGUEZ


2. OBTENCIÓN Y PROPIEDADES

En el laboratorio.- Se obtiene descomponiendo una sal de amonio por medio de una base fuerte, generalmente se usa hidróxido de calcio.

2NH4C1 + Ca(OH)2 = CaCl2 + 2NH3 + H2O

En la Industria.- Se prepara por síntesis directa del nitrógeno y el hidrógeno gaseoso en presencia de un catalizador a 500°C de temperatura y 200 atmósferas de presión:

N2 + 3H2 = 2NH3

El amoníaco es un gas incoloro, de olor penetrante que incita al lagrimeo. Es muy soluble en el agua por ser las moléculas de ambas sustancias muy polares a temperatura ambiente, un volumen de agua disuelve 700 volumenes de amoníaco.

La solución acuosa del amoniaco presenta carácter basico por la presencia de iones oxídrilo, por lo tanto colorea de azul el papel rojo de tornasol.

El amoníaco es un reductor:

Combustiona con el oxigeno puro:

4NH3(g) + 302(g) = 2N2(g) + 6H2O(g)

ó 4HN3 + 502 = 4NO + 6H2O

Es soluble en agua:

NH3(g) + H2O(1) = NH3.H2O ó NH4OH

3. PARTE EXPERIMENTAL

RECONOCIMIENTO DEL AMONIO

1) Por su olor característico.

2) Por la formación de humos blancos al contactar (de boca a boca) los frascos de que contienen NH4OH y HC1.

3) Enmegrece el papel de filtro humedecido con disolución de Hg2(NO3)2

2Hg2(NO3)2 + 4NH3 + H2O = OHg2.NH3.NO3 + 2Hg + 3NH4NO3

negro

4) Por el color pardo que toma un papel de filtro humedecido con disolución de MnSO4 y H2O2, debido a la oxidación del Mn.

MnSo4 + H2O2 + 2NH4OH = H2MnO3 + (NH4)2SO4 + H2O

5) Con reactivo de Nessler: Preparación del reactivo: En un vaso de 100 ml, colocar 10 gr de KI, 10 ml de agua, pequeñas porciones de HgCl2 y agitar hasta la formación permanente de un leve pp. de color rojo anaranjado de Hgl2. Este pp. es soluble en exceso del KI, formando un complejo incoloro de mercuri-yoduro potásico. K2HgI4; luego a este se le agrega disolución de KOH y se diluye a 200 ml; se deja en reposo durante la noche, asi estará preparado el reactivo y mantenerlo en la oscuridad para su uso.

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PNG. SANTIAGO NAVARRO RQDRJGUEZ


Hgl2 + 2KI = Hgl2 + 2KC1

KgI2 + 2KI = K2[HgI4]

Prueba: En una luna de reloj, colocar una muestra en análisis, adicionar una gota de NaOH cc. y mezclar; luego se añade una gota del reactivo de nessler, con lo que forma una mancha o anillo amarillo o anaranjado rojizo.

2K2[HgI4] + 3KOH + NH3 = OHg2.NH2I + 7KI + 2H2O Reactivo Nessler

6) En 4 tubos de ensayo, colocar 1ml de FeCl3, MnSO4, ZnCl2 y A1C13, respectivamente y añadir a cada una de ellas 1 ml de NH4OH, se observan:

FeCl3 + 3NH4OH =

MnS04 + 2NH4OH =

ZnCl2 + 2NH4OH =

AICI3 + 3NH4OH =

7) El cloruro de amonio en presencia de solución de hidróxido de sodio y de p-nitrobenceno-diazonio, produce una coloración roja.

NH4OH + NaOH =

El reactivo (solución de Riegler) se prepara disolviendo 1 gr de cloruro de p-nitrobenceno-diazonio en 2 ml de HC1 concentrado y 20 ml de agua destilada, se diluye con 160 ml de agua caliente; se enfría, se agrega 20 ml de solución de nitrito de sodio al 2-5%, agitandolas. Se deja en reposo hasta que se enturbie; puede usarse después de filtrado.

CUESTIONARIO

1. - Describir las propiedades y aplicaciones del nitrógeno.

2. - Explicar porque el ácido nítrico que se obtiene suele ser amarillento.

3. - Que significa la presencia de nitritos en el agua potable.

4. - Describir el ciclo del nitrógeno en la naturaleza.

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PRÁCTICA N° 8

ALUMINIO

ESTADO NATURAL:

El aluminio abunda en la naturaleza en forma de silicatos de los cuales los mas importantes son: los feldespatos y las micas y sus productos de descomposición ortoclasa (feldespato) KAISi3O3; caolín. Feldespato descompuesto H4Al2Si2H4Al2Si2O9; moscovita KH2Al3(Si04)3. El caolín impuro se denomina arcilla.

Entre los minerales más importantes del aluminio están la criolita, la espinela o aluminato y es isomorfa de la magnetita y de la cromita, la bausita, etc.

El corindón AI2O3, sigue al diamante en dureza, entre los minerales el corindón es transparente y de bellos colores se clasifica entre las piedras preciosas. El rubí, el zafiro, la esmeralda oriental, el topacio oriental y la amatista son corindón casi puro coloreado con un poco de óxido extraño.

PROPIEDADES DEL ALUMINIO

El aluminio es un cuerpo sólido (metal), de color blanco, brillante, muy maleable y tenaz; su peso específico varia de 2.64 a 2.7 según al tratamiento que haya sido sometido puede cristalizar en octaedros regulares. Funde a 639,8 °C y hierve a 2270 °C. Aparte del magnesio, es el más ligero de los metales corrientes. Entre 100 y 150 °C puede ser laminado y forjado como convenga, pero al acercarse a su punto de fusión se vuelve quebradiza y deleznable. Conduce electricidad.

El aluminio desplaza al hidrógeno de los ácidos y de los álcalis, pero apenas es atacado por el agua. El aire húmedo lo empaña ligeramente, pues la acción ulterior se paraliza, para formarse en la superficie del metal una película de óxido fuertemente adherida.

El aluminio purísimo no es atacado por el HC1, pero el aluminio comercial, es rápidamente disuelto; lo mismo hace el acd, sulfúrico en caliente. Con el ácido nítrico, el aluminio se reviste de una capa protectora que impide su ulterior ataque; es atacado extraordinariamente por los hidróxidos alcalinos, desprendiendo hidrógeno y formando aluminato.

Al + 2NaOH + 2H2O = 2NaA1O2 + 3H2

y en cambio el amoniaco actúa muy lentamente, formando hidróxido de aluminio. En los líquidos orgánicos, lo atacan los fenoles a todas las temperaturas y el ácido tártrico diluido y caliente.

Se puede obtener el aluminio en el laboratorio descomponiendo, por vía electrolítica la aluminio u óxido de aluminio o disolviéndolo la criolita fundida, resultando aluminio libre y desprendiendo oxígeno.

AI2O3 = 30 + 2ª1

PARTE EXPERIMENTAL

Para la realización de la parte experimental, se utiliza una solución de sulfato de aluminio, A12(SO4)3, 0 una solución de cloruro de aluminio, AICI3.

a) Por acción de una solución de hidróxido de sodio, reacciona con el cloruro de aluminio, formando un precipitado de hidróxido de aluminio, Al(OH)3, de color blanco. Soluble en exceso de reactivo, formando el aluminato de sodio, NaA1O2.

AlCl3 + 3NaOH

Al(OH)3 + NaOH

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1NG. SANTIAGO NAVARRO RQDRJGUEZ


Si se adiciona ácido diluido a una solución de aluminato alcalino primeramente se precipita el hidróxido de aluminio, el que con un exceso de ácido también se disuelve.

NaAlO2 + HC1 + H2O

Al(OH)3 + HCl

Los aluminatos se descomponen también por ebullición con una sal de amonio.

NaAlO2 + NH4 + H2O

b) Con la solución de hidróxido de amonio, forma un precipitado blanco gelatinoso, de hidróxido de aluminio, poco soluble en exceso de reactivo. Una pequeña parte del precipitado pasa a solución como hidróxido de aluminio coloidal (sol de hidróxido de aluminio); el sol se coagula por ebullición de la solucipón o por adición de sales solubles (cloruro de amonio), produciendo un precipitado de hidróxido de aluminio llamado gel de precipitado de hidróxido de aluminio. Para una precipitación completa la solución debe estar con exceso de cloruro de amonio.

A1C13 + 3NH4OH

c) Al tratar el cloruro de Aluminio, con una solución de sulfuro de amonio, (NH4)2S, se forma un precipitado de hidróxido de Aluminio. El sulfuro de aluminio se hidroliza completamente en presencia de agua, (solo oxida en forma anhidra).

2A1C13 + 3(NH4)2S AI2S3 + 6NH4 CI A12S3

+ 6H20 2A1(OH)3 + 3H2S

------------------------------------------------------------

2A1C13 + 3(NH4)2S + 6H20

d) Con los acetatos alcalinos, no producen precipitación en soluciones neutras y frías, pero hirviendo la solución se forma un precipitado muy voluminoso de acetato de aluminio.

AICI3 + 3CH3- COONa Al(CH3-COO)3 + 3NaCl

Al(CH3-COO)3 + 2H20 Al(OH)2.(CH3-COO) + CH3-COOH

--------------------------------------------------------------------------

AICI3 + 3CH3-COONa + 2H20

Si se deja enfriar la solución vuelve a disolverse el acetato básico de aluminio, por lo tanto la solución debe estar bien caliente y contener bastante acetato alcalino.

e) Los fosfatos alcalinos, reaccionan con el cloruro de aluminio, formando un precipitado blanco gelatinoso de fosfato de aluminio. El fosfato de aluminio es soluble en ácidos minerales, insoluble en ácido acético (Diferencia con el Ca, Sr. Ba y Mg). pero es fácilmente soluble en soluciones de hidróxido de sodio 0 de potasio.

AICI3 + Na2HPO4

HC1 + Na2HPO4

AICI3 +2Na2HPO4

A1P04 + 4NaOH

f) Con la solución de carbonato de sodo se obtiene un precipitado blanco de hidróxido de aluminio, en exceso de reactivo es soluble formándose el aluminio de sodio.

2A1C13 + 3Na2CO3 A12(CO3)3 + 6NaCl

A12(CO3)3 + 6H2O 2A1(OH)3 + 3CO2 + 3H2O--------------------------------------------------------------

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2A1C13 + 3Na2CO3 + 6H2O

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g) Con Alizarina: Un papel de filtro cuantitativo, empapar en una disolución alcohólica saturada de alizarina y se deja secar; sobre ello, colocar unas gotas de disolución ácida de Al(OH)3, mantenerlo sobre vapores de NH3 hasta la paracición de color violeta (alizarinato de amonio), se seca el papel a 100 °C, finalmente quedando una laca o mancharoja.

MANGANESOEl manganeso es un metal brillante de aspecto rosado que frecuentemente acompaña al

Fierro y Calcio sus minerales.

Es un metal muy activo. Descompone el agua lentamente en frío y rápidamente a ebullición formando hidróxido manganeso. Los ácidos minerales diluidos y también el ácido acético, lo disuelve formando sales manganosas. Con el ácido sulfúrico concentrado y caliente desprende anhídrido sulfuroso.

El manganeso forma 3 tipos de compuestos halógenados: MnX2, MnX3, MnX4; su estabilidad disminuye con el aumento de Valencia del manganeso; también las combinaciones halógenas son menos estables cuanto mayor sea el peso atómico del halógeno.

Se conocen los siguientes óxidos: MnO, Mn2O3, MnO2, MnO3, Mn2O7. Todos son solubles en HC1 y ácido sulfúrico concentrados y en caliente, formando sales manganosas.

Los óxidos superiores se reducen con desprendimiento de Cloro y Oxígeno respectivamente.

Mn + 2HC1 MnCl2 + H2

MnO2 + 4HC1 MnCl2 + Cl2 + 2H2O

2MnO2 + 2H2SO4 2MnSO4 + O2 + 2H2O

REACCIONES DE LOS COMPUESTOS MANGANOSOS

Se utiliza una solución de cloruro manganeso, MnCl2.4H2O ó sulfato manganeso, MnSO4.5H2O.

1. Solución de hidróxido de sodio, forma un precipitado bianco de hidroxido manganeso; insoluble en exceso de reactivo y soluble en ácido minerales.

MnCl2 + 2 NaOH Mn (OH)2 + 2NaCl

El precipitado se oxida fácilmente por exposición al aire, formándose ácido manganeso de color pardo insoluble en ácido sulfúrico diluido.

2Mn(OH)2 + O2 2H2MnO3

La oxidación es más rápida si utilizamos oxidantes como: peróxido de hidrógeno, agua de cloro, agua de Bromo, o hipocloritos.

Mn(OH)2 + H2O2

Mn(OH)2 + H2C12O

Mn(OH)2 + H2Br2

Mn(OH)2 + NaCIO

2. Solución hidróxido de amonio, precipita en forma de hidróxido manganeso de color blanco. La presencia de sales de amonio como cloruro de amonio, evita la precipitación.

MnCl + 2NH4OH

El hidróxido manganeso, por oxidación también pasa a ácido manganeso de color pardo. 2Mn(OH)2 + O2

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MANUAL DE QUIMICA DE CQMPUESTQS INORGANICOS ING. SANTIAGO NAVARRO RODRIGUEZ

3. Solución de fosfato ácido de sodio, en presencia de hidróxido de amonio, forma un precipitado de color rosa débil cristalino de fosfato amonico manganeso. La reacción se produce en presencia de sales amonicas.

MnCl2 + Na2HPO4 + NH4OH + 6H2O

4. Solución de BaCO3, se produce un pp. bianco rosado de carbonato basico de manganeso.

2MnCl2 + 2BaCO3 + H2O

5. Sulfuro de amonio. (El reactivo se obtiene haciendo pasar una corriente de ácido sulfhídrico a través de una solución de hidróxido de amonio). Se obtiene un precipitado rojo carne de sulfuro manganeso hidratado, soluble en ácidos diluidos y en ácido acético.

MnCl2 + (NH4)2S + XH2O

Hirviendo el precipitado en exceso de sulfuro de amonio e hidróxido de amonio. Se transforma en sulfuro manganeso menos hidratado (3MnS.H20) de color verde.

6. REACCIÓN DE CRUM

Esta reacción es muy importante para el reconocimiento del ión manganeso divalente por oxidación, utilizando como agentes oxidantes bióxido de plomo y ácido nítrico. Para realizar el ensayo, se toma la solución que contiene sulfato de manganeso, en un tubo de ensayo; se agrega una pequeña cantidad de bióxido de plomo y luego ácido nítrico concentrado en exceso. Llevar a ebullición y dejar sedimentar. La solución adquiere un color rojo violeta debido a la formación de ácido permangánico.

2MnSO4 + 2H2O 2MN(OH)2 + 2H2SO4

2PBO2 + 2H2SO4 2PbSO4 + 2H2O + O2

2Mn(OH)2 + O2 2MNO(OH)2

3PbO2 + 6HNO3 3Pb(NO3)2 + 3H2O + 30

2MnO(OH)2 + calor 2Mn02 + 2H20

2MnO2 + 30 Mn2O7

Mn2O7 + H2O 2HMnO4

----------------------------------------------------------------------

2MnSO4 + 5PbO2 + 6HNO3 2HMNO4 + 3Pb(NO3)2 + 2PbSO4 + 2H2O

El sulfato de manganeso, es un compuesto que forma diversos hidratos.

La reacción de CRUM, no se produce en presencia de cloruro debido a que el ácido permangánico activa como oxidante del ión cloruro, reduciéndose simultaneamente a cloruro manganeso.

REACCIONES CARACTERÍSTICAS DE LOS PERMANGANATOS

Los permanganates son sales solubles en agua formando soluciones de color rojo violeta. Tienen la particularidad de ser agentes oxidantes muy enérgicos. Se utiliza una solución permanganate de potasio.

A. REACCIONES DEL PERMANGANATO DE POTASIO EN MEDIO ACIDO:

10. Ácido sulfhídrico, haciendo pasar una corriente de ácido sulfhídrico a través de una solución diluida de permanganate de potasio en medio ácido sulfúrico; se observa que la solución se decolora formando un coloide amarillo debido al desprendimiento de azufre.

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MANUAL DE QUIMICA DE CQMPUESTQS INORGANICOS ING. SANTIAGO NAVARRO RODRIGUEZ

2KMnO4 + 3H2SO4 + 5H2S

11. Ácido clorhídrico, por ebullición, los permanganatos desprenden cloro gaseoso del ácido clorhídrico concentrado.

2KMnO4+ 16HCl

12. Sulfato ferroso, (el reactivo se prepara haciendo reaccionar fierro metálico con ácido sulfúrico diluido)

Añadiendo gota a gota permanganato de potasio a una solucion de sulfato ferroso acidulado con acido sulfurico se observa su decoloration.

(Fe + H2S04 FeSo4 + H2 ↑)

2KMn04 + 10FeSO4 + 8H2S04

13. Peróxido de hidrógeno, la solución de permanganato de potasio en medio ácido sulfúrico se decolora al agregarle peróxido de hidrógeno que actúa como reductor.

2KMnO4 + 5H2O2 + 4H2SO4

14. Escriba las reacciones químicas de oxidación por el permanganato de potasio en medio ácido sulfúrico, de los siguientes compuestos: NaCl, KI, NaN02.

2KMnO4 + lONaCl + 8H2S04

2KMnO4+10KI + 8H2SO4

2KMnO4 + 5NaNO2 + 3H2SO4

15. Ácido oxálico, los permanganatos en presencia de ácido sulfúrico, descomponen al ácido oxálico u oxalatos con desprendimiento de anhídrido carbónico.

2KMnO4 + 3H2SO4 + 5(COOH)2

B. REACCIONES DE LOS PERMANGANATOS EN MEDIO ALCALINO:

Se produce mayormente con sustancias orgánicas que son oxidados por los permanganatos en presencia de hidróxidos alcalinos, asi tenemos que el ácido fórmico es oxidado y transformado en ácido carbónico; el alcohol etílico se oxida formando un aldehido y ácido acético; y la celulosa principalmente en ácido oxálico.

REACCIONES POR VÍA SECA:

1. Camaleón Químico.- Fundiendo una sal de manganeso divalente (sulfato de manganeso) con carbonato de sodio en presencia de un oxidante que puede ser nitrato de potasio 0 clorato de potasio, en una capsula de porcelana, se obtiene un producto de color verde debido a la formation de un manganato alcalino que al agregarle agua se transforma en una solución de color rojo violeta de permanganato alcalino.

MnS04 + 2Na2C03 + 02

El oxígeno procede del aire, nitrato o clorato alcalino.

3Na2MnO4 + 2H2O

Agregando hidroxido de potasio concentrado a la solution de permanganato de sodio formado y llevando a ebullición, se forma manganato alcalino de color verde.

4NaMnO4 + 4KOH

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ARSÉNICO

ESTADO NATURAL:

El arsénico se encuentra en la naturaleza en pequeñas cantidades en casi todos los sulfuros, debido a este motivo casi todo el zinc y el ácido sulfúrico del comercio contienen como impureza al arsénico.

El arsénico se presenta en estado nativo en masa que tienen forma de riñon. Los principales minerales de arsénico son: la arsenclita y la claudetita monoclínica. La mimetita Pb5(AsO4)3Cl hexagonal; la piromortita y la vanadita.

Las fuentes más importantes de arsénico son los sulfuros, los arseniuros y las sulfosales: El rejalgar AS2S2, mono clínico; el oropimento AS2S3, monoclínico; la arsenopirita FeAsA, ortorrómica; la proustita As(SAg)3, romboédrica.

PROPIEDADES DEL ARSÉNICO:

Existen cuatro formas de arsénico alotrópicos: metálico, gris, amarillo y pardo. El arsénico tiene la propiedad de sublimarse cuando se le calienta dando un olor aliáceo característico. Cuando se le calienta en el aire forma trióxido de arsénico de color blanco. Por sus propiedades físicas el arsénico parece un metal, pero no reacciona como los oxiácidos, se le clasifica en el grupo de los no metales.

REACCIONES CARACTERÍSTICAS DE LOS COMPUESTOS ARSÉNICOS:

Se emplea una solución de arsenito de sodio, Na3AsO3.

1. Sulfuro de Hidrógeno, en presencia de aáido clorhídrico, precipita sulfuro arsenioso de color amarillo.

2Na3As03 + 6HC1 + 2H2S

El precipitado es insoluble en ácido clorhídrico concentrado, caliente; pero es soluble en ácido nitrito concentrado, caliente.

3As2S3 + 28HNO3 + 4H2O

También es soluble en soluciones de hidróxido alcalinos, sulfuro de amonio y carbonato de amonio, (la última reacción lo diferencia del Sb2S3 y SnS2).

As2S3 + 6NaOH

As2S3 + 3(NH4)2S

As2S3 + 3(NH4)2C03

CUESTIONARIO

1. Porque es dificil soldar el Aluminio

2. Porque se utiliza el Aluminio como placa protectora de otros metales, tal como los utilizados en enlatados.

3. Explique la toxicidad del arsénico.

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PRÁCTICA N° 09

PLOMO

ESTADO NATURAL

El plomo se encuentra en la naturaleza formando, distintos minerales de los cuales los más importantes son: la galena, PbS, isométrica; cerusita, PbCO3, ortorrómbica e isomorfa del aragonoto; la anglesita, PbS04, ortorrombica isomorfa con la anhidrita, la calestina y la baritina; la piromorfita Pb5(PO4)3Cl boxagonal: lanimetita, Pb5(AsO4)3Cl la vanadinita Pb5(VO4)3Cl, los tres últimos, son isomorfos y pertenecen al grupo del apatito.

PROPIEDADES DEL PLOMO

El plomo es un metal blando y pesado (su densidad es 11.35), maleable, ligeramente dúctil y de color gris azulado que se empaña expuesto al aire debido a que se recubre con una película protectora de óxido. Tiene punto de fusión bajo 327.5 °C y hierve a 1750 °C. Se endurece cuando se encuentra acompafiado de pequeñas cantidades de otros metales. Es mal conductor de la electricidad y del calor.

El plomo forma muchas aleaciones útiles, como el metal de Babbitt, el metal para tipos de imprenta, la soldadura, el metal con el que se hacen los perdigones y varias aleaciones fusibles.

El plomo es atacado por todos los ácidos, pero como la mayoria de las sales de plomo son dificilmente solubles en el agua, el metal se recubre con una capa de sal que lo protege contra la acción de los ácidos.

El plomo es atacado por el ácido sulfúrico diluido produciéndose liberación de hidrógeno. Pero el sulfato de plomo es insoluble en el ácido sulfúrico diluido, pero es soluble en el ácido sulfúrico concentrado en caliente, es por eso que no debe concentrarse en las pailas de plomo el ácido sulfúrico más allá del 78-82% ya que la capa de sulfato de plomo se solubilizaria atacando a la superficie del plomo.

OBTENCIÓN DEL PLOMO

Se obtiene a partir de la tostación de su mineral, al aire hasta que una parte del sulfuro pasa a óxido y a sulfato, sin alterarse el resto.

2PbS + 302 = 2PbO + 2SO2

PbS + 202 = PbSO4

Se impide la entrada de aire y se eleva la temperatura, con lo cual los productos oxidados pueden reducirse por el sulfuro restante.

2PbO + PbS = 3Pb + So2

PbSO4 + PbS = 2Pb + 2SO2

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MANUAL DE QUIMICA DE CQMPUESTQS INORGAN ICOS

REACCIONES CARACTERÍSTICAS DEL IÓN PLOMO

Se emplea una solución de nitrato de plomo, Pb(NO3)2, o una solución de acetato de plomo, Pb(CH3-COO)2,3H2O.

1. Solución de hidróxido de sodio, se forma un precipitado blanco de hidróxido de plomo, soluble en exceso de precipitante formando plumbito de sodio.

Pb(CH3-COO)2 + 2NaOH Pb(OH)2 + 2NaOH

2. Solución de hidróxido de amonio, precipita hidróxido de plomo, insoluble en exceso de precipitante.

2NH4OH + Pb(C2H3O2)2

3. Solución de yoduro de potasio, se forma un precipitado amarillo de yoduro de plomo, soluble en agua caliente que por enfriamiento precipita en forma de laminillas de color amarillo de oro. También es soluble en exceso de yoduro de potasio formando una sal compleja, que disuelve en acetona se utiliza para reconocer la presencia de agua, ya que por dilución deposita yoduro de plomo.

Pb(NO3)2 + 2KI

Pbl2 + 2KI

4. Solución de cromato de potasio, precipita cromato de plomo de color amarillo, soluble en hidróxido de sodio y en ácido nítrico.

Pb(NO3)2 + K2CrO4 PbCrO4 + 4NaOH

5. Sulfuro de hidrógeno, forma un precipitado negro de sulfuro de plomo, soluble en ácido nítrico diluido; en caliente. También es soluble en peróxido de hidrógeno.

Pb(NO3)2 + H2S 3PbS + 8HNO3

PbS + 4H2O2

6. Ácido clorhídrico diluido, forma un precipitado blanco de cloruro de plomo, soluble en agua caliente.

Pb(NO3)2 + 2HC1

7. Reactivo difeniltiocarbazona o Ditizona, se forma una sal compleja de color roj0 ladrillo.

NH - NH.C6H5

|

C = S

|

N = N.C6H5 + Pb(NO3)2

8. Solución de cloruro estañoso yoduro de potasio, tratando una solución de plomo con ácido sulfúrico diluido se obtiene sulfato de plomo que por adición de una gota del reactivo, produce una coloración rojo anaranjado. Debido a la formación de un complejo.

2PbSO4 + SnCl2 + 6KI

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MANUAL DE QUIMICA DE CQMPUESTQS PN0RGAN1COS

ESTAÑOESTADO NATURAL:

Raras veces se encuentra en la naturaleza el estaño nativo, en pequeñas cantidades, solo o junto con oro y bismuto; su mineral más importante es la casiterita o bióxido de estaño, SnO2, perteneciente al sistema tetragonal, que cuando es puro llega a contener 78,62% de Sn.

PROPIEDADES DEL ESTAÑO:

El estaño es un metal de color blanco plateado, más blando que el Zn, pero más duro que el Plomo. A 1000 °C es muy dúctil y maleable, y puede ser habido en hojas delgadas (papel de estaño). A 200 °C se vuelve muy quebradizo y puede pulverizarse, funde a 231,8 °C, y hierve a 2270 °C.

El ácido nítrico diluido y frío disuelve al metal muy lentamente sin que se produzca desprendimiento de gas, formando nitrato de amonio y nitrato estañoso, El ácido nítrico concentrado no disuelve al estaño pero lo oxida a ácido metaestañico.

El ácido sulfúrico diluido disuelve lentamente al metal pero se disuelve fácilmente en el ácido sulfúrico concentrado. El ácido clorhídrico diluido disuelve al metal en forma muy lenta.

El agua regia también solubiliza al estaño formando cloruro estañico.

El procedimiento generalmente para obtener el estaño de sus minerales consiste en reducirlos por medio del carbón después de haberlos preparado convenientemente, mediante un proceso de tostación. SnO2 + 2C —> Sn + 2CO

PARTE EXPERIMENTAL

A continuación se indica, el comportamiento del metal, Sn con los diferentes ácidos. Compruebe las reacciones y note las observaciones correspondientes.

Sn + 2HC1 (dil o conc)

Sn + H2SO4(dil)

Sn + H2SO4(conc.)

4Sn+ 10HNO3(dil)

3Sn + 4HNO3 + 12HCl

A. COMPUESTOS ESTANNOSOS, Sn+2

Reactivo a emplearse es la solución de cloruro estannoso.

1. El hidróxido de sodio, reacciona con el cloruro estannoso, SnCl2, mediante un precipitado gelatinoso de color blanco de hidróxido Estannoso; soluble en exceso de reactivo, formando estannito de sodio.

SnCl2 + 2NaOH

Sn(OH)2 + 2NaOH

Los estannitos son inestables pues tienen la propiedad de dismutarse con exceso de hidróxido depositándose de esta manera estaño metálico de color negro.

Con NH4OH precipita el hidróxido estannoso, insoluble en exceso de reactivo.

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b) Con el sulfuro de hidrógeno, en soluciones no muy ácidas se forma un precipitado pardo de sulfuro estannoso, soluble en HC1 cc, en solución de polisulfuro de amonio formando tioestannato. Tratando el tioestannato de amonio con un ácido se forma un precipitado acuoso llamado sulfuro estannico. El sulfuro estannoso es insoluble en soluciones de hidróxidos alcalinos.

SnCl + H2S

SnS + (NH4)2S2

(NH4)2SnS3 + 2HC1

c) Una solución de cloruro mercúrico, produce con las soluciones de sales estannosas, un precipitado de color blanco de cloruro mercurioso (calómelo), pero si hay exceso de cloruro estannoso el cloruro mercúrico se reduce a mercurio de color gris.

SnCl2 + 2HgCl2 SnCl2

+ Hg Cl2

d) El nitrato de bismuto, añadido en pequeña cantidad a una solución de Cloruro estannoso, en presencia de NaOH origina la formación de un precipitado de color blanco de hidróxido de bismuto, que rapidamente se transforma en bismuto metálico de color negro.

SnCl2 + 2Bi(NO3)3 + 6NaOH

e) El zinc metálico, precipita estaño de las sales estannosas, en forma de una masa esponjosa que se adhiere al zinc.

SnCl2 + Zn

f) Dimetilglioxima y el Cloruro Férrico.p Reaccionan con los iones estannosos y producen una coloración roja debido a la formación de la sal ferrosa compleja de la dimetilglioxima.

Esta reacción es muy sensible para los iones ferrosos y el ión estannosos reduce inmediatamente a los iones férricos a ferrosos y luego el ión reacciona con la oxima.

Realice las respectivas reacciones químicas.

g) Ensayo de Luminiscencia

Todos los compuestos de estaño sólido o disueltos, cuando se les trata con ácidos clorhídricos concentrados y zinc producen en la llama del mechero una luminiscencia azul muy característica.

B. COMPUESTOS ESTANNICOS, SN+4

Se emplea la solución de cloruro estannico, SnCl4

a) Por acción de los hidróxidos alcalinos, se obtiene la formación de un precipitado gelatinosos, voluminoso de color blanco de hidróxido estannico, Sn(OH)4. Soluble en exceso de reactivo formando el estannato sódico, solución incolora.

SnCl4 + 4NaOH Sn(OH)4 + 2NaOH

b) Con una solución de hidróxido de amonio, se obtiene la formación de un precipitado blanco de hidróxido estannico, insoluble en exceso de reactivo.

SnCl4 + 4NH4OH

SnCl4 + 2Na2CO3 + 2H2O

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c) Al tratar con el sulfuro de hidrógeno, se produce en soluciones debilmente ácidas un precipitado amarillo de sulfuro estannico, que puede tomar un color parduzco cuando se precipita juntamente con otros sulfuros metálicos.

SnCl4 + 2H2S H2[SnCl6] + 2H2S

El precipitado es soluble en solución de sulfuro o polisulfuro de amonio, formando sulfuestannato de amonio, que por afición de ácido clorhídrico precipita nuevamente el sulfuro estannico de color amarillo.

SnS2 + (NH4)2S

(NH4)2SnS3 +2HCl

d) Con las soluciones de cloruro mercúrico, no se produce precipitado con las soluciones de sales estannicas, (diferencia con los compuestos estannosos).

e) El hierro metálico en solución clorhídrica, reduce el cloruro estannico a cloruro estannoso, resultados similares se obtienen, hirviendo la solución, con los metales cobre, plomo, niquelo antimonio.

SnCl4 + Fe H2[SnCl6] + Fe

f) El zinc metálico, reacciona precipitando el estaño metálico esponjoso. Si el zinc esta en contacto con platino no se deposita el estaño metálico sobre el platino, como hace el antimonio, sino sobre el zinc.

g) Con la solución de cloruro de amonio se forma una coloración blanca cristalina, debido a la formación de una sal compleja estannicloruro de amonio, llamada sal de PINK esta sal se emplea en la tintoreráa como mordiente.

SnCl4 + 2NH4C1

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MANUAL DE QUIMICA DE CQMPUESTQS INORGANICO S

PRÁCTICA 10

ELEMENTOS DEL GRUPO B

CARACTERÍSTICAS GENERALES:

Los elementos del grupo I, sub-grupo B, Cobre, plata y oro, son elementos muy pocos activos y sus semejanzas con los elementos alcalinos son muy escasas. Mientras los metáles alcalinos son siempre monovalentes, el cobre actáa mas frecuentemente como divalente u el oro como trivalente, la plata actúa normalmente como monovalente.

Los metales Cu, Ag. y Au, funden a elevadas temperaturas; a medida que aumenta el peso atómico crece tambien el peso específico que dichos elementos. El cobre y oro presentan una mínima volatilidad. Aunque la capa electrónica externa de los tres elementos posee un solo electrón y en la inmediata inferior se encuentra 18 electrones, su conducta química no se parece a los alcalinos. Cuando actúa como monovalentes, los compuestos que presentan mayores semejanzas son los cianuros y los halogenuros, todos ellos blancos e insolubles en el agua, siendo notar que presentan un isomorfismo bien marcado entre sí y con las sales de sodio, manifestado especialmente en el cloruro de plata.

Sus óxidos son poco estables y pierden fácilmente oxígeno por calentamiento; la estabilidad de los mismos aumenta del oro al cobre, puesto que el óxido de oro se descompone con gran facilidad dando oro metálico, el de plata hace lo mismo a mayor temperatura y el de cobre no llega a desprender todo su oxígeno, sino que pasa de óxido cúprico a cuproso, según una reacción reversible.

2CuO-----------Cu20 + O

que es función de la temperatura y de la presión de la fase gaseosa. Además los tres elementos de este subgrupo son buenos conductores del calor y de la electricidad, dúctiles y maleables.

C O B R E

ESTADO NATURAL:

En la naturaleza se encuentra el cobre en estado nativo, en cantidades bastante notables. Los principales minerales de cobre que se explotan son: la cuprita, Cu20; la calcosina SCu2; la calcopirita, S2CuFe; la bornita, S3FeCu3; la malaquita, C03Cu.Cu(OH)2 y la azurita, 2C03Cu.Cu(OH)3.

PROPIEDADES DEL COBRE:

El cobre se caracteriza por su color rojo, aunque mirándolo por transparencia en película delgada parece verde. El cobre es tan frágil que puede pulverizarse, cuando llega a temperaturas próximas a su punto de fusión. Enfriamiento lentamente un trozo de cobre calentado se vuelve quebradizo; si el enfriamiento es rápido se vuelve blanco maleable y dúctil y puede ser estirado en hilos de diámetro no mayor de 0,03 mm.

El cobre es el mejor conductor del calor y de la electricidad entre todos los metales. Los indicios de otros metales disminuyen mucho la conductividad; asi, 3 partes de arsénico en 1000 partes de cobre lo reduce en un 14%.

El aire seco no altera el metal, pero en presencia de la humedad atmosférica y de dióxido de carbono se recubre fácilmente de una capa protectora de carbonato básico verde. El cobre no desaloja el hidrógeno de los ácidos clorhídrico y sulfúrico. El ácido nítrico, si actúa sobre el metal.

El metal cobre así como compuestos de este tienen muchas aplicaciones. El cobre entra a formar parte en gran número de aleaciones, como: latones (Cu y Zn); bronce (Cu.Sn y Pb);

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INC. SANTIAGO NAVARRO RODRIGUEZ


bronce para campanas (Cu y Sn); bronce para estatuas (Cu, Sn, Zn u Pb); alpaca (Cu, Ni y Zn); para monedas (Cu, Ni) para joyas (Ag y Cu 6 Cu y Au). El sulfato de cobre entra fundamentalmente en la composición de los baños para cobrear, en la preparación de criptogámicos para la conservación de madera y usos agrícolas. El oxicloruro de cobre se usa en la fabricación de seda artificial, el cloruro cuproso en análisis de gases por la propiedad de absorber el óxido de carbono y otros pigmentos en pinturas, etc.

REACCIONES CARACTERÍSTICAS DEL IÓN CÚPRICO. Cu++

Se emplea una solución de sulfato cúprico, CuS04.5H20

1. Solución de hidróxido de sodio, en frií se produce un precipitado gelatinoso azul de hidróxido cúprico. Por ebullición se transforma en óxido cúprico negro.

CuSO4 + 2NaOH Cu(OH)2

2. Solución de hidróxido de amonio, se forma un precipitado azul claro de la sal básica de cobre, soluble en exceso de reactivo, dando una solución azul intensa (azul de ultramar) que contiene la sal compleja sulfato tetraamin cúprico.

2CuSO4 + 2NH4OH

CuSO4 - Cu(OH)2 + (NH4)2SO4 + 6NH4OH

3. Solución de Ferrocianuro de potasio, forma un precipitado pardo rojizo de ferrocianuro cúprico, en soluciones neutras o ácidas. El precipitado se disuelve en solución de hidroxido de amonio dando una solucion azul.

2CuSO4 + K4[Fe(CN)6] Cu2[Fe(CN)6] + 4NFLOH

4. Solución de yoduro de potasio, primero precipita yoduro cúprico de color pardo amarillento, que inmediatamente se descompone en yoduro cuproso y yodo libre. El yodo se disuelve en exceso de reactivo y colorea de pardo la solución.

CuS04 + 2KI 2CuI2

5. Sulfuro de hidrógeno, se precipita sulfuro cúprico de color negro en medio Ácido clorhídrico, soluble en ácido nítrico diluido y caliente; y en solución de cianuro de potasio formando la sal compleja cuprocianuro de potasio, incoloro, con desprendimiento de cianógeno (muy tóxico).

CuS04 + H2S

3CuS + 8HN03

2CuS+ 10KCN

6. Solución de cianuro de potasio, se forma un precipitado amarillo pardo de cianuro cúprico que se descompone fácilmente en cianuro cuproso y cianógeno, (tóxico).

2CuSO4 + 4KCN 2Cu(CN)2

En cianuro cuproso se disuelve en exceso de reactivo, formando una solución incolora de la sal compleja cuprocianuro de potasio, cuya concentración en iones cobre es tan pequeña que resulta insuficiente para formar, con sulfuro de hidrógeno el precipitado negro de sulfuro de cobre. (Diferencia con el cadmio).

Cu2(CN)2 + 6KCN

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INC. SANTIAGO NAVARRO RQDRJGUEZ


7. Solución de tiocianato de potasio o solución de tiocianato de amonio, se forma un precipitado negro de tiocianato cúprico, que pasa a tiocianato cuproso blanco, insoluble en agua y en ácidos diluidos. Se acelera la formación de tiocianato cuproso por adición de un reductor, como ácido sulfuroso.

CuSC-4 + 2NH4CNS

2Cu(CNS)2 + H2SO3 + H2O

8. Hierro, introduciendo un trozo de fierro metálico limpio dentro de una solución de sulfato de cobre, se obtiene un depósito rojo de cobre metálico.

CuSC-4 + Fe

9. Tartrato sódico Potásico.- Las sales cúpricas en presencia de esta sal y con hidróxidos alcalinos, no precipitan en forma de hidróxidos; pero forman una solución azul intensa conocida como “Licor de Fehling”, que se utiliza para la identificación y valoración de reductores, tanto de origen mineral como orgánicos.

COOH COONa

| |

CHOH + NaOH CHOH + H O + KOH

| |

CHOH CHOH

| |

COOH COOH

Tratando ésta solución de Fehling con agentes reductores como hidracina, glucosa o hidroxilamina, en medio alcalino y en caliente, los iones cúpricos son reducidos a iones cuprosos, precipitando en forma de óxido cuproso, rojo.

PLATAESTADO NATURAL:

Se encuentra la lata nativa, aunque no en gran abundancia, esparcida entre material rocoso, con cantidades variables de cobre y oro. La cantidad principal de plata se encuentra en estado de combinación formando diferentes minerales, entre los cuales deben citarse, la argentita SAg2; cerargirita o plata cornea, AgCl; bromargirita, BrAg; iodargirita 0 ioderita, Agl. Generalmente se halla asociada como sulfuro a los minerales de cobre, plomo y oro, y mas comúnmente a la mena argentífera.

PROPIEDADES DE LA PLATA

La plata es un elemento de aspecto metálico y de color blanco brillante característico, brillo que aumenta mucho por el pulimento; muy dúctil y maleable. Es el mayor conductor del calor y la electricidad, si bien resulta mucho más caro que el cobre. Químicamente es muy poco activa, pero se disuelve en ácido nítrico y en ácido sulfúrico concentrado y caliente. La solubilidad de la plata en H2S04 concentrado se utiliza para separar este metal del oro y del platino en aleaciones.

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ING, SANTIAGO NAVARRO RODRIG UEZ


REACCIONES CON EL IÓN PLATA, Ag+.-

Se emplea una solución de nitrato de plata, AgN03.

1. Solución de hidróxido de sodio, se forma un precipitado pardo de óxido de plata, insoluble en exceso de reactivo.

2AgNO3 + 2NaOH

2. Solución de hidróxido de amonio, primero forma un precipitado blanco, que rápidamente pasa a óxido de plata, pardo soluble en exceso de reactivo.

2AgNO3 + 2NH4OH Ag2O + 4NH4OH

3. Solución de Na2CO3, forma un pp. blanco de Ag2CO3, que pasa a óxido de plata, pardo.

2AgNO3 + Na2C03 Ag2CO3

4. Ácido clorhídrico, se obtiene un precipitado blanco gaseoso de cloruro de plata, insoluble en ácidos y en agua. Se oscurece cuando se expone a la luz.

AgNO3 + HC1

El cloruro de plata es soluble en una solución diluida de hidróxido de amonio, formando el ión complejo diamin argéntico. De esta solución se vuelve a precipitar con ácido nítrico diluido 0 solución de yoduro de potasio.

AgCl + 2NH3

Ag(NH3)2Cl + 2HNO3

Ag(NH3)2Cl + HI

El AgCl , también es soluble en solución de cianuro de potasio (muy tóxico) y en solución de tiosulfato de sodio.

AgCl + 2KCN

2AgCl + 3Na2S2O3

5. Solución de yoduro de potasio, forma un precipitado amarillo de yoduro de plata, poco soluble en solución de hidróxido de amonio; pero fácilmente soluble en solución de cianuro de potasio y tiosulfato de sodio.

AgNO3 + KI 2AgI + 2KCN

6. Solución de tiosulfato de sodio, forma un precipitado blanco de tiosulfato de palta que se hidroliza hasta formar sulfuro de plata de color negro.

2AgNO3 + Na2S2O3 Ag2S2O3 + H2O

7. Solución de cromato de potasio o solución de dicromato de potasio, en ambos casos se obtiene un precipitado rojo pardo de cromato de plata, insoluble en ácido acético diluido; pero soluble en ácido nítrico y en solución de hidróxido de amonio.

2AgNO3 + Na2CrO4

4AgNO3 + K2Cr2O7 + H2O

8. Sulfuro de hidrógeno, se forma un precipitado negro de sulfuro de plata, escasamente soluble en agua y en solución de hidróxido de amonio; pero soluble en ácido nítrico diluido caliente.

2AgN03 + H2S

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3Ag2S + 8HN03

9. Solución de fosfato ácido de sodio, precipita en forma de fosfato de plata de color amarillo, soluble en hidróxido de amonio.

3AgNO3+Na2HPO4 Ag3PO4

+ 6NH4OH

ESPEJO DE PLATA:

Una solución de nitrato de plata tratada con gotas de solución de hidróxido de amonio y ácido tartárico, precipita plata metálica brillante.

2AgN03 + 2NH4OH 2NH4NO3 + 2AgOH

2AgOH Ag20 + H2O

C4H6O6 + 2NH4OH C4H4O6(NH4)2 + 2H20 Ag2O 2Ag + I/2O2

-----------------------------------------------------------

2AgNO3 + 4NH4OH + C4H6O6

HIERRO

DETERMINACIÓN DE HIERRO EN LA SANGRE

1. Tomar una muestra de tricloruro férrico y adicionarle unas gotas de sulfocianuro de potasio, la aparición de una coloración rojo sangre indicará la presencia de hierro.

FeCl3 +KCNS ---------

2. A una muestra de sangre de unos 2 ml. calcinar completamente luego, adicionarle 1 ml. ácido clorhídrico cc. 1 ml. de ácido nítrico cc, con la finalidad de oxidar la solución de hierro que se encuentra con Valencia +2 a su Valencia +3; luego diluir con 3 ml. de agua destilada. Filtrar la solución y finalmente al filtrado adicionarle sulfocianuro de potasio o sulfocianuro de amonio, una coloración rojiza indicará la presencia de hierro.

MERCURIO

DETERMINACIÓN DE MERCURIO EN UNA MUESTRA.

1. Una solución de yoduro de potasio, forma un precipitado rojo de yoduro mercúrico, soluble en exceso de reactivo, debido a la formación de una sal compleja mercuti-yoduro de potasio incoloro.

2. Coger en un vaso de precipitación unos 3 ml. de muestra (cloruro mercúrico), luego introducir una moneda y llevarlo a ebullición, una amalgamación característica que al frotarlo da un color plateado indicará la presencia de este elemento.

CUESTIONARIO

1.- Indicar las propiedades y aplicaciones del Cobre

2.- Cómo se obtiene el sulfato cúprico. Indicar sus aplicaciones.

3.- Cómo se puede demostrar que una determinada disolución contiene cobre.

4.- Cómo pueden distinguirse el Cu y Ag sin tener en cuenta el color.

5.- Cuales son los disolventes de la plata metálica, cloruro de plata y del ioduro de plata.

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MANUAL DE QUIMICA DE COMPUES TOS INORGANICOS

PRÁCTICA N° 11

ELEMENTOS DEL GRUPO II

MAGNESIO

El magnesio es un metal de color blanco argentino muy maleable y dúctil. Al calentarse en el aire o en atmósfera de oxígeno, arde con un

El magnesio es un reductor muy enérgico, descompone lentamente al agua a la temperatura ordinaria; pero reduce rápidamente al vapor de agua formando óxido de magnesio e hidrógeno.

Es atacado fácilmente por los ácidos, incluso por ácido carbónico, con desprendimiento de hidrógeno.

El magnesio se combina con la mayoria de los elementos no metálicos. Sus sales provienen del oxido.

MgO + 2HC1 MgCl2 + H2O

REACCIONES CARACTERÍSTICAS DEL IÓN MAGNESIO, Mg++

Se emplea una solución de sulfato de magnesio, MgSO4.7H2O; o una solución de cloruro de Magnesio, MgCl2.6H2O.

f~1. Solución de hidróxido de sodio; forma un precipitado blanco de hidróxido de magnesio,

insoluble en exceso de reactivo. El precipitado se disuelve fácilmente en una solución que contiene sales de amonio.

MgSO4 + 2NaOH

MgCl2 + 2NaOH

2. Solución de hidróxido de amonio, se produce una precipitación partial de hidróxido de magnesio, blanco gelatinoso, poco soluble en agua y soluble en soluciones que contiene sales de amonio; por eso el magnesio no precipita con la solución de hidróxido de amonio en presencia de cloruro de amonio o de otras sales de amonio.

MgSO4 + 2NH4OH

MgCl2 + 2NH4OH

3. Solución de fosfato de sodio, en presencia de cloruro de amonio (para impedir que el magnesio precipite en forma de hidróxido); y solucion de hidróxido de amonio se produce un precipitado blanco cristalino de fosfato amónico-magnesico, poco soluble en agua; pero soluble en ácidos minerales y en ácido acético. Se favorece la precipitación agitando con una varilla de vidrio.

MgSO4 + Na2HPO4 + NH4OH + 5H20

El reactivo “Mixtura Magnesiana”, que es una mezcla de MgCl2, NH4C1, NH4OH; se utiliza para determinar la presencia de ácido fosfórico. El arsénico en las mismas condiciones también forma un precipitado blanco.

En soluciones neutras se produce un precipitado blanco floculento de fosfato ácido de magnesio.

MgSO4 + Na2HPO4

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1NG. SANTIAGO NAVARRO RODRJGUEZ

MANUAL DE QUIMICA DE COMPUEST OS INORGANICOS

4. Solución de carbonato de sodio; forma un precipitado voluminoso color blanco de carbonato basico de magnesio, insoluble en soluciones alcalinas; pero soluble en ácidos y en soluciones de sales de amonio.

5MgS04 + 5Na2C03 + H20 ->

5. Reactivo amarillo de titan; conocido también como amarillo de claytón y amarillo de Tiazol; es un colorante amarillo soluble en agua. La solución de magnesio se trata con solución de hidróxido de sodio para formar el hidróxido de magnesio, es este el que adsorbe el reactivo, produciendo una coloración o precipitado rojo intenso. El bario y el calcio no reaccionan pero intensifican el color.

MgCl2 2NaOH

6. Reactivo difenilcarbazida; con el hidróxido de magnesio forma una laca de color rojo violeta.

MgCl2 + 2NaOH

7. Reactivo Quinalizarina; con las sales de magnesio en medio alcalino forma un precipitado azul o una coloración azul rojisa característica que puede diferenciarse fácilmente del color azul violeta del reactivo. La coloración azul que forma la solución de magnesio con el reactivo desaparece al agregar una pequeña cantidad de agua de bromo. Diferencia con el Berilio.

8. Reactivo 8-hidroxiquinolina u “Oxima”, con la solución de magnesio en presencia de cloruro de amonio y solución de hidróxido de amonio; forma un precipitado amarillo de hidroxiquinolato de magnesio.

2C9H6NOH + MgCl2 + 2NH3

9. Reactivo p-nitrobenceno-azo-resorcinol o Magnesón I; con la solución de magnesio ligeramente acidulada con ácido clorhídrico, mas una gota del reactivo y cantidad suficiente de solución de hidróxido de sodio concentrado (hasta que la solución sea fuertemente alcalina); se produce un precipitado azul. Es necesario hacer un ensayo en blanco con los reactivos porque frecuentemente dan una coloración azul, por eso debe comprobarse la existencia de precipitado azul.

OH + MgCl2 + 2NaOH

10. Reactivo p-nitrobenceno-azo-cc-naftol o Magneson II; se produce los mismos cambios de color que el Magnesón I; pero este reactivo es mas sensible y su poder colorante es menor, de modo que en el ensayo en blanco no se obtienen una coloración tan intensa. Se procede igual con el reactivo Magnesón I.

OH + MgCl2 + 2NaOH

ENSAYOS POR VÍA SECA

Ensayo al Soplete.- Todos los compuestos de magnesio calentado sobre carbón con carbonato de sodio, se convierten en óxido de magnesio de color blanco, que en caliente toma un brillo incandescente. Humedeciendo con una o dos gotas de solución de nitrato de cobalto y volviendo a calentar fuertemente, se obtiene una masa rosada.

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PNG. SANTIAGO NAVARRO RQDRJGUEZ


CALCIOESTADO NATURAL

El calcio abunda mucho en la naturaleza. Se encuentra en todas las formas estratificadas, en enormes depósitos de carbonato (caliza, mármol, creta), además se encuentra el calcio en grandes masas en forma de sulfates, ya en forma de yeso CaS04, 2H2) ó como sulfato calcio anfidro CaSO4. También en el espato de flúor o fluorita CaP2, en forma de apatito [Ca3(P04)]3.Ca(ClF2). Muchos silicatos contienen calcio, y en otros.

PROPIEDADES

Es de color blanco plateado. Descompone al agua a temperatura ordinaria, con desprendimiento de hidrógeno y formación de hidróxido. Se oxida al aire húmedo con formación de hidróxido y carbonato calcio. Se disuelve en mercurio formando amalgama.

El óxido de calcio CaO, o Cal viva reacciona fácilmente con el agua formando el hidróxido con desprendimiento de calor (apagado de la cal). El hidróxido de calcio, o cal apagada es mucho menos soluble en agua que los hidróxidos de bario y estroncio. El calcio en forma de bicarbonato es lo que determina la dureza temporal del agua.

La dureza permanente o no carbónica, es debida a iones divalentes de calcio, magnesio y fierro, sin intervención de bicarbonatos.

En cualquiera de los dos casos (dureza temporal o permanente) se pone de manifiesto por la reacción con el jabón, con el que produce ezcamas o costras. El jabón que viene a ser una sal sódica de un ácido hidrocarburo, siendo el más común el estearato sódico C18H35O2Na, forma con los iones del agua dura, el estearato calcio insoluble Ca(C18H35O2)2.

La dureza es también indeseable, porque cuando se hierve una solución que contiene iones Ca+2 y HCO3-, se produce (lo mismo que sucede en las grutas) un depósito de carbonato calcio. En los calentadores industriales este depósito de carbonato constituye un verdadero problema desde el punto de vista económico, pues como pasa con la mayoría de las sales es mal conductor del calor. La eficacia del combustible se reduce brutalmente y se da el caso de calentadores que han quedado inutilizados por sobre calentamiento local.

El calcio se obtiene por electrólisis de sus sales fundidas, especialmente de los cloruros.

REACCIONES CARACTERÍSTICAS DEL ION CALCIO, Ca++

1. Calentando en un crisol carbonato de calcio, conocido también como mármol o piedra blanca, se obtiene óxido de calcio y dióxido de carbono.

CaCO3 + calor →

El óxido de calcio con el agua forma una solución de hidróxido de calcio.

CaO + H2O →

2. Haciendo burbujear dióxido de carbono en la solución de hidróxido de calcio, se produce un precipitado blanco de carbonato de calcio.

Ca(OH)2 + CO2 →

El carbonato de calcio es casi insoluble en el agua, pero se disuelve fácilmente si el agua contiene dióxido de carbono, formando bicarbonato de calcio.

CaCO3 + H2O + CO2 →

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La presencia de bicarbonato en el agua es el que le da dureza temporal al H2O. Se elimina llevando a ebullición este tipo de agua dura, para expulsar el dióxido de carbono y precipitar el carbonato de calcio insoluble.

Ca(HC03)2 →

Los carbonatos de calcio en general reaccionan con una solución diluida de Ácido clorhídrico, formando cloruro de calcio con desprendimiento de dióxido de carbono.

CaCO2 + 2HC1 →

ENSAYOS POR VÍA HÚMEDA DEL IÓN CALCIO

Se emplea una solución de cloruro de calcio, CaCl2.6H2O

1. Solución de oxalato de amonio, se forma un precipitado blanco de oxalato de calcio, insoluble en agua, insoluble en ácidos minerales. Se favorece la precipitación añadiendo gotas de solución de hidróxido de amonio a la reacción.

(COONH4)2 + CaCl2 →

2. Solución de carbonato de amonio, se produce un precipitado blanco de carbonato de calcio. El precipitado es soluble en agua que contenga exceso de dióxido de carbono, debido a la formación de bicarbonato soluble. Se favorece la precipitación añadiendo gotas de hidróxido de amonio.

(NH4)2CO3 + CaCl2 →

3. Solución de ferrocianuro de potasio, en exceso forma un precipitado blanco de ferrocianuro de calcio y potasio. En presencia de cloruro de amonio, la reacción es más sensible; y se forma ferrocianuro de calcio, potasio y amonio precipitado blanco. Diferencia con el estroncio y bario.

K4[Fe(CN)6] + CaCl2 →

4. Ácido sulfúrico diluido; o solución en cualquier sulfato soluble; se forma un precipitado blanco de sulfato de calcio, poco soluble en agua, soluble en ácido. Se disuelve fácilmente en una solución caliente de sulfato de amonio, formando un complejo. Diferencia con el estroncio.

H2SO4 + CaCl2 →

CaSO4 + (NH4)2SO4 →

5. Solución de ortofosfato de sodio; se forma un precipitado blanco de ortofosfato de calcio, constituyente principal de las cenizas del hueso.

2Na3PO4 + 3CaCl2 →

6. Reactivo osazona del dihidroxitartrato de sodio; el ensayo se realiza en una placa de toque negro 0 en un vidrio de reloj colocado sobre fondo negro. Se pone una gota de la solució de cloruro de calcio y se agrega una pequeña cantidad del reactivo sólido, se forma un precipitado amarillo poco soluble de dihidroxitartrato de calcio.

C6H5SH - N = C - COOONa

I

C6H5NH - N = C - COONa + CaCl2 ->

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MANUAL DE QUIMICA INQRGANICA


ENSAYO POR VÍA SECA:

COLORACIÓN DE LA LLAMA.- Los compuestos volátiles de calcio, imparten a la llama de Bunsen una coloración rojo amarillenta.

ESTRONCIO

ESTADO NATURAL

En la naturaleza el estroncio forma parte de la “celestina”, SO3 Sr, o sulfato de estroncio, y de la estroncianita, C03Sr, o carbonato de estroncio; en menor cantidad se halla en diversos espatos pesados, en el yeso, carbonato cálcico natural, en el agua del mar y en diversos manantiales.

PROPIEDADES DEL ESTRONCIO

El estroncio se presenta con aspecto blanco y brillante, semejante al calcio, pero con tendencia a tomar color algo mas amarillento, sobre todo si no se encuentra en estado de pureza; es más blanco que el plomo; funde a 771 °C y se volatiliza en gran parte a 136 °C. Su peso específico es de 2,54 y en contacto del aire se recubre de una capa de óxido de color gris: arde en contacto del oxígeno con llama brillante de color rojo. Su comportamiento es semejante al calcio. Se disuelve fácilmente en los ácidos minerales diluidos; en cambio, el ácido nítrico fumante y el sulfúrico concentrado apenas lo atacan en frío.

El estroncio forma varias aleaciones con diversos metales y reduce diversos óxidos por su avidez para con el oxígeno a semejanza del calcio. Sus sales volátiles se emplean en pirotécnia por la hermosa coloración roja que comunican a los fuegos artificiales.

Se obtiene el estroncio, por método de electrólisis de sus compuestos.

REACCIONES CARACTERÍSTICAS DEL IÓN ESTRONCIO, Sr++

Se emplea una solución del cloruro de Estroncio, SrCl2.6H20

1. Solución de carbonato de amonio, se forma un precipitado blanco de carbonato de estroncio, menos soluble en agua que el carbonato de bario

(NH4)2CO3 + SrCl2 →

2. Solución de carbonato de sodio, forma un precipitado blanco de carbonato de estroncio.

Na2CO3 + SrCl2 →

3. Solución saturada de sulfato de calcio, se forma un precipitado blanco de sulfato de estroncio, lentamente en frío pero rápidamente a ebullición. Diferencia con el Bario.

CaSO4 + SrCl2 →

4. Ácido sulfúrico diluido o solución de cualquier sulfato soluble, se produce un precipitado blanco de sulfato de estroncio poco soluble en agua e insoluble en solución de carbonato de amonio aún a ebullición. Diferencia con el calcio.

H2SO4 + SrCl2 →

Llevando a ebullición el precipitado, con una solución concentrada de carbonato de sodio, se transforma casi totalmente en carbonato de estroncio.

SrSO4 + Na2CO3 →

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MANUAL DE QUIMICA INQRGANICA ING. SANTIAGO NAVARRO RODRIGUEZ

5. Solución de oxalato de amonio; se forma un precipitado blanco de oxalato de estroncio, muy poco soluble en agua y en ácido acético; perp soluble en ácidos minerales.

(COONH4)2 + SrCl2

6. Solución de cromato de potasio; en soluciones concentradas y que no contengan ácido acético, forma un precipitado amarillo de cromato de estroncio; Diferencia con el Bario.

SrCl2 + K2CrO4

7. Reactivo rodizonato de sodio, en solución neutra un precipitado pardo rojizo de rodizonatro de estroncio.

CO – CO – CONa

| ||

CO – CO – CONa + SrCl2

ENSAYO POR VÍA SECA

COLORACIÓN DE LA LLAMA.- Los compuestos volátiles de estroncio, especialmente el cloruro; imparten un color característico rojo carmín a la llama no luminosa de Bunsen.

BARIOESTADO NATURAL

En la naturaleza el bario se encuentra en dos combinaciones; el espato pesado o baritina, BaSO4, que es el sulfato básico, y la withernita o carbonato básico, BaCO3, Se encuentra así mismo en algunas variedades de feldespatos, granitos, y en las cenizas de algunas maderas, comol lo de haya, en el agua de mar y en fuentes naturales.

PROPIEDADES DEL BARIO

El bario es un elemento de color blanco de plata; su peso específico es de 3.6; funde a 710 °C y hierve a 1537°C. Se oxida rápidamente en contacto del aire, tomando primeramente tono gris que va obscureciendo cada vez más. La dureza es mayor que la del plomo y menos que la del Zinc, a la temperatura ordinaria descompone el agua muy enérgicamente. Reacciona diversos elementos, a diferencia del estroncio y calcio, formando sales muy tóxicas.

El bario, como los otros dos elementos de su propio calcio y estroncio, ha sido obtenido principalmente por electrolisis de su cloruro fundido.

REACCIONES CARACTERÍSTICAS DEL ION BARIO, Br++

Se emplea una solución de cloruro de bario, BaCl2. 2H2O

1. Solución de carbonato de amonio, se forma un precipitado blanco de carbonato de Bario, soluble en ácido acético y en ácidos minerales diluidos.

(NH4)2CO3 + BaCl2

2. Solución de oxalato de amonio; se forma un precipitado blanco de oxalato de bario, poco soluble en agua, pero soluble en ácido acético diluido calinete, Diferencia con el calcio, y en ácidos minerales.

(NH4)2(COO)2 + BaCl2

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3. Solución de hidróx0ido de amonio; ni forma precipitado debido a su solubilidad relativamente alta.

2NH4OH + BaCl2 →

4. Ácido sulfúrico diluido o solución de cualquier sulfato soluble; se obtiene un precipitado blanco finamente dividido de sulfato de bario, insoluble en agua y en ácidos diluidos y en solución de sulfato de amonio. Se disuelve en ácido sulfurico concentrado y a ebullición.

H2SO4 + BaCl2 → BaSO4

+ H2SO4 →

5. Solución saturada de sulfato de calcio; se forma un precipitado blanco de sulfato de bario.

CaSO4 + BaCl2 →

Con una solución saturada de sulfato de estroncio, también se obtiene el mismo resultado.

6. Solución de cromato de potasio; se forma un precipitado amarillo de cromato de Bario, insoluble en agua y en ácido acético diluido. Diferencia con el estroncio y calcio, soluble en ácidos minerales.

K2CrO4 + BaCl2 →

7. Reactivo rodizonato de sodio, para este ensayo se pone una gota de solución de cloruro de bario neutra o debilmente ácida sobre un papel para reacciones a la gota y se agrega una gota del reactivo de rodizonato de bario.

CO - CO –CONa

I I I

CO-CO-CONa + BaCl2 →

ENSAYO POR VÍA SECA

COLORACIÓN DE LA LLAMA.- Los compuestos volátiles de bario expuestos a la llama de Bunsen, adquieren un color verde amarillento.

CUESTIONARIO

1. ¿Por qué al calcio, estroncio y bario, se les conoce como metales alcalinos terreos?

2. Escriba las fórmulas de los siguientes compuestos que existen en la naturaleza.

Piedra caliza →

Anhidrita →

Yeso hidratado o gipsio → Fluorita →

Celectina →

Baritina →

3. Escriba las fórmulas de los siguientes compuestos de calcio:

Cal viva →

Cal apagada →

Cal sodada →

4. El ión bario es venenoso, como es posible entonces que por ingestión de esta sustancia, puedan tomarse radiografóas del tracto intestinal.

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MANUAL DE QUIMICA INQRGANICA ING. SANTIAGO NAVARRO RODRIGUEZ

PRÁCTICA N° 12

ELEMENTOS DEL GRUPO I-A

Tiene la denominación de metales alcalinos y pertenecen al grupo los elementos: Litio, Sodio, Potasio, Rubidio, Cesio, Francio.

LITIO

El litio, es un metal bianco plateado que puede estirarse y laminarse fácilmente. Es un elemento electropositivo; se combina con el Hidrógeno dando un hidruro y reacciona violentamente con los halógenos. Se oxida en el aire con menos facilidad que los demás metales alcalinos. Con el Nitrógeno también se combina lentamente a temperatura ordinaria formando nitruros.

El litio reacciona en frío con el agua, al igual que los demas metales alcalinos, formando hidróxido de litio con desprendimiento de hidrógeno.

2Li + 2H2O → 2 LiOH + H2

El litio, se disuelve en los ácidos con formación de las sales respectivas; sin embargo, el carbono de litio, fosfato de litio, fluoruro de litio, son relativamente insolubles.

REACCIONES CARACTERÍSTICAS:

Se utiliza una solución de cloruro de litio; LiCl.

1. Solución de fosfato ácido de sodio, se produce una precipitación parcial de fosfato de litio.

Para favorecer la reacción, se lleva a ebullición y la precipitación es casi total en presencia de hidróxido de sodio.

3LiCl + Na2HPO4 + NaOH →

Hirviendo el precipitado de fosfato de litio una solución de hidróxido de bario, pasa a solución como hidróxido de litio. (Diferencia con el manganesio).

2. Solución de carbonato de amonio, en presencia de hidróxido de amonio, se produce un precipitado blanco de carbonato de litio.

2LiCl + (NH4)2CO3 →

No se produce precipitado en exceso de cloruro de amonio.

ENSAYO POR VÍA SECA:

1. Los compuestos de litio, colorean de rojo carmón la llama no luminosa de un mechero Bunsen.

SODIO

El sodio, es un metal que recien cortado presenta un brillo plateado, ligeramente rosado. Es un metal fuertemente electropositivo.

El metal en el aire húmedo, se recubre de una capa de óxido o hidróxido, razón por la que se debe conservar aislado mediante un compuesto de petróleo.

El sodio descompone el agua, formando el hidróxido respectivo con desprendimiento de hidrógeno. Es soluble en amoniaco líquido produciendo amiduro sódico.

Na + HNH2 → NaNH2 + 1/2H2

El sodio con el mercurio forma una amalgama; NaHg. Casi todas las sales de sodio son muy solubles en agua.

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HIDRÓXIDO DE SODIO:

REACCIONES CARACTERÍSTICAS:

Se emplea una solución de hidróxido de Sodio; NaOH

1. El papel rojo de tornasol, toma una coloración azul en presencia de una solución de hidróxido de sodio.

2. Solución de nitrato de plata, se forma un precipitado pardo de óxido de plata, insoluble en exceso de reactivo.

2AgNO3 + 2NaOH →

3. Solución de cloruro de calcio, produce un precipitado blanco de hidróxido de calcio.

CaCl2 + 2NaOH →

4. Solución de cloruro férrico, con la solución de hidróxido de sodio forma un precipitado pardo rojizo de hidróxido férrico.

FeCl3 + 3NaOH →

5. Solución de sulfato de manganeso, se produce un precipitado blanco instantáneo de hidróxido manganoso que rápidamente se oxida a ácido manganoso de color pardo oscuro.

MnSO4 + 2NaOH →

6. Solución de sulfato de cobre, con la solución de hidróxido de sodio forma un precipitado azul de hidróxido cúprico.

CuSO4 + 2NaOH →

7. Solución de sulfato crómico, forma un precipitado verde azulado de hidróxido crómico, soluble en exceso de reactivo dando una solución de color verde de cromito de sodio: NaCr02

Cr2(SO4)3 + 6NaOH →

8. Solución de sulfato de niquel, forma un precipitado verde de hidróxido de níquel.

NiSO4 + 2NaOH →

CARBONATO DE SODIO

REACCIONES CARACTERÍSTICAS DEL CARBONATO DE SODIO

Se emplea una solución de carbonato de Sodio; Na2CO3.10H2O

1. Ácido clorhídrico diluido, descompone al carbonato de sodio con desprendimiento de anhidrido carbónico.

Na2C03 + 2HC1 →

2. Solución de nitrato de plata, reacciona formando un precipitado blanco de carbonato de plata.

2AgNO3 + Na2CO3 →

3. Solución de cloruro de bario, forma un precipitado blanco de carbonato de bario.

BaCl2 + Na2CO3 →

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4. Solución de cloruro de calcio, forma un precipitado blanco de carbonato de calcio.

CaCl2 + Na2CO3 →

5. Solución de cloruro mercúrico, con la solución de carbonato de sodio, en frío, forma un precipitado pardo rojizo de carbonato básico mercúrico. Diferencia con los bicarbonatos.

4Na2C03 + 4HgCl2 →

BICARBONATO DE SODIO

Se emplea una solución de bicarbonato de sodio NaHCO3

1. Hirviendo una solución de bicarbonato de sodio, se desprende dióxido de carbono, que se reconoce tratando con el hidróxido de calcio por la formación de carbonato de calcio.

2NaHCO3 Ca(OH)2 + CO2 →

2. Solución de cloruro mercúrico, con los bicarbonatos alcalinos no forma precipitado.

Diferencia con los carbonates solubles.

HgCl2 + 2NaHCO3 →

ENSAYOS POR VÍA SECA:

COLORACIÓN DE LA LLAMA.- Los compuestos volátiles de sodio, principalmente el cloruro de sodio, colorean de amarillo intenso la llama no luminosa de Bunsen. El color no es visible cuando se observa a traves de un vidrio grueso de azul de cobalto.

POTASIO

El potasio, es un metal que tiene brillo metálico, recien cortado presenta un color blanco argentino. En frío es duro y quebradizo.

Su carácter electropositivo se manifiesta por su gran tendencia a pasar al estado de ión potasio monovalente e incoloro. Se combina violentamente con los halógenos. Descompone al agua con formación de hidróxido de potasio, el desprendimiento calorífico de la reacción puede inflamar el hidrógeno liberado.

En el aire se oxida muy rápidamente. Se le conserva cubierto por una capa de kerosene, xilol o nafta.

La mayoria de sus sales son solubles, entre sus sales poco solubles estan: el clorato de potasio, KC1O3; perclorato de potasio, KCIO4; cloroplatino de potasio, K^CLJPt.

REACCIONES CARACTERISTICAS DEL ION POTASIO

Se emplea una solución de cloruro de potasio, KC1.

1. Solución de ácido tartárico, en soluciones concentrándose obtiene un precipitado blanco cristalino de tartrato ácido de potasio, soluble en ácido minerales y en soluciones alcalinas, con formación de sales normales.

Para acelerar la precipitación, se debe agregar alcohol al 50% a la reacción agitando enérgicamente con una varilla de vidrio.

H2C4H4O6 + KC1 →

2. Se puede utilizar también, una solución saturada de tartrato ácido de sodio, para obtener el precipitado blanco cristalino de tartrato ácido de potasio.

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NaHC4H406 + KC1 →

Las sales de amonio, un precipitado similar, por lo que deben estar ausentes en el ensayo.

ENSAYOS POR VÍA SECA:

COLORACIÓN DE LA LLAMA.- Los compuestos volátiles de potasio, principalmente el cloruro de potasio, colorean de violeta (lila) la llama no luminosa de Bunsen.

Si estan presentes pequeñas cantidades de sodio, la llama amarilla producida enmascara el color violeta, por lo que debe observarse la llama a través de un vidrio grueso de azul de cobalto que absorbe los rayos amarillos del sodio haciendo visible el color violeta del potasio.

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cuantit listo

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